Hemija Gibbsove energetske formule. Gibbsova besplatna energija

Tabela 7. Standardne apsolutne entropije S 0 298 nekih supstanci

Primjer Z. Na osnovu standardnih toplota formiranja (tabela 5) i apsolutnih standardnih entropija supstanci (tabela 7), izračunajte G reakcija se odvija prema jednadžbi

CO (g) + H 2 O (l) \u003d COz (g) + H 2 (g).

Rješenje. G° = H° - TS°; H i S su, dakle, funkcije stanja

H 0 hladno = H 0 prod. - H 0 ref. ;

S 0 x. R. = S 0 prod. - S 0 ref. .

H 0 x. R.= (-393,51 + 0) - (-110,52 - 285,84) = +2,85 kJ;

S 0 x. R.\u003d (213,65 + 130,59) - (197,91 + 69,94) \u003d + 76,39 \u003d 0,07639 kJ / (mol ∙ K);

G0\u003d +2,85 - 298 - 0,07639 \u003d -19,91 kJ.

Primjer 4. Reakcija redukcije Fe 2 O 3 sa vodonikom se odvija prema jednačini

Fe 2 O 3 (c) + ZN 2 (g) \u003d 2Fe (k) + ZN 2 O (g); H= +96,61 kJ.

Da li je ova reakcija moguća u standardnim uslovima ako je promena entropije  S = 0,1387 kJ / (mol. K)? Na kojoj temperaturi će početi redukcija Fe 2 Oz?

Rješenje. Računamo  G° reakcije:

G \u003d H-TS \u003d 96,61 - 298. 0,1387 = +55,28 kJ.

Pošto je G > 0, reakcija je nemoguća pod standardnim uslovima; naprotiv, pod ovim uslovima dolazi do obrnute reakcije oksidacije gvožđa (korozije). Pronađite temperaturu na kojoj je G = 0:

H = TS; T=
TO.

Stoga će na temperaturi od T = 696,5 K (423,5 0 C) započeti reakcija redukcije Fe 2 O 3. Ova temperatura se ponekad naziva početnom temperaturom reakcije.

Primjer 5. Izračunajte H 0 , S 0 , G 0 , - reakciju koja se odvija prema jednačini

Fe 2 Oz (k) + Z C \u003d 2 Fe + Z CO.

Da li je moguće smanjiti Fe 2 Oz ugljenikom na 500 i 1000 K?

Rješenje.H 0 hladno i S 0 x.r. iz relacija (1) i (2) nalazimo:

H 0 x.r.= - [-822,10 + 30] = -331,56 + 822,10 = +490,54 kJ;

S 0 x.r.= (2 ∙ 27,2 +3 ∙ 197,91) - (89,96 + 3 ∙ 5,69) = 541,1 J / (mol∙K).

Gibbsova energija na odgovarajućim temperaturama nalazi se iz relacije

G 500 = 490,54 - 500 = +219,99 kJ;

∆G 1000 = 490,54 –1000 = -50,56 kJ.

Budući da je G 500 > 0 i G 1000< 0, то восстановление Fе 2 Оз возможно при 1000 К и невозможно при 500 К.

Sve hemijske reakcije obično su praćene promjenom entropije i entalpije. Odnos između entalpije i entropije sistema uspostavlja se termodinamičkom funkcijom stanja koja se naziva Gibbsova slobodna energija ili izobarično-izotermni potencijal (G). Karakterizira smjer i granicu spontanih procesa u izobarično-izotermnim uvjetima (p = const i T = const). Gibbsova slobodna energija povezana je sa entalpijom i entropijom sistema relacijom

G=H-TS. (9)

Nemoguće je izmjeriti apsolutnu vrijednost, stoga se koristi promjena funkcije u toku određenog procesa:

DG=DH-TDS. (10)

Gibbsova slobodna energija se mjeri u kJ/mol i kJ. Fizičko značenje Gibbsove slobodne energije: slobodna energija sistema koja se može pretvoriti u rad. Za jednostavne supstance pretpostavlja se da je Gibbsova slobodna energija nula.

Predznak promjene Gibbsove slobodne energije DG i njena vrijednost pri R = const određuju termodinamičku stabilnost sistema:

· ako se Gibbsova slobodna energija smanji u hemijskom procesu, tj. DG< 0, процесс может протекать самопроизвольно, или говорят: процесс термодинамически возможен;

ako produkti reakcije imaju veći termodinamički potencijal od polaznih materijala, tj. DG >

· ako je DG = 0, onda se reakcija može odvijati i u naprijed i u obrnutom smjeru, tj. reakcija je reverzibilna.

dakle, spontani procesi pri P=const idu sa smanjenjem Gibbsove slobodne energije. Ovaj zaključak vrijedi i za izolirane i za otvorene sisteme.

Promjena Gibbsove energije sistema pri formiranju 1 mol supstance iz jednostavnih supstanci koje su stabilne pod datim uslovima naziva se Gibbsova energija formiranja supstance DG arr. , mjereno u kJ/mol.

Ako je supstanca u standardnim uslovima, tada se Gibbsova energija formiranja naziva standardna Gibbsova energija formiranja supstance (DG 0 uzorak 298). Standardna Gibbsova energija formiranja jednostavne supstance stabilne u standardnim uslovima jednaka je nuli. Vrijednosti DG 0 uzorka 298 supstanci date su u referentnim knjigama.

Gibbsova promjena energije, poput promjene entalpije i entropije, ne zavisi od putanje procesa, dakle, promjena Gibbsove energije kemijske reakcije DG jednaka je razlici između zbira Gibbsovih energija nastajanja produkta reakcije i zbira Gibbsovih energija formiranja početnih supstanci, uzimajući u obzir stehiometrijski koeficijenti:

DG 0 298 = S(n i . DG i 0 298) pr. - S(n i . D G i 0 298) ref. . (jedanaest)

Helmholtz slobodna energija

Smjer izohoričnih procesa (V = const i T = const) određen je promjenom Helmholtzove slobodne energije, koja se također naziva izohorično-izotermni potencijal (F):

DF = DU - TDS.

Predznak promjene Helmholtzove slobodne energije DF i njena vrijednost pri V = const određuju termodinamičku stabilnost sistema:

· ako se Helmholtzova slobodna energija smanjuje u hemijskom procesu, tj. D F< 0, процесс может протекать самопроизвольно, или говорят: процесс термодинамически возможен;

ako produkti reakcije imaju veći termodinamički potencijal od polaznih materijala, tj. D F > 0, proces se ne može odvijati spontano, ili kažu: proces je termodinamički nemoguć;

ako je D F = 0, onda se reakcija može odvijati i u naprijed i u obrnutom smjeru, tj. reakcija je reverzibilna.

Posljedično, spontani procesi pri V=const nastavljaju sa smanjenjem Helmholtzove slobodne energije. Ovaj zaključak vrijedi i za izolirane i za otvorene sisteme.

HEMIJSKA KINETIKA

Osnovni koncepti hemijske kinetike

Hemijska kinetika je grana hemije koja proučava brzine i mehanizme hemijskih reakcija.

Postoje homogene i heterogene hemijske reakcije:

homogene reakcije se odvijaju u homogenom mediju kroz čitavu zapreminu sistema (to su reakcije u rastvorima, u gasnoj fazi);

· heterogene reakcije se odvijaju u nehomogenom mediju, na granici faza (sagorevanje čvrste ili tečne supstance).

Osnovni koncept hemijske kinetike je koncept brzine hemijske reakcije. Brzina hemijske reakcije se podrazumeva kao broj elementarnih radnji interakcije u jedinici vremena po jedinici zapremine (ako je reakcija homogena) ili broj elementarnih radnji interakcije po jedinici vremena po jedinici međufaznog interfejsa (ako je reakcija homogena). reakcija je heterogena).

Brzina reakcije se karakterizira promjenom koncentracije bilo koje od polaznih tvari ili krajnjih proizvoda reakcije u jedinici vremena i izražava se: za homogene reakcije - mol / l s (mol / m 3 s, itd.), za heterogene - mol / cm 2 s (mol/m 2 s).

V cf \u003d ± (C 2 - C 1) / (t 2 - t 1) = ± DC / Dt. (1)

Prosječna brzina je gruba aproksimacija, jer u vremenskom intervalu t 1 ÷ t 2 ne ostaje konstantan. Prava ili trenutna brzina u trenutku t (V) definirana je na sljedeći način:

V \u003d lim (± DC / D t) \u003d ± dS / dt \u003d ± S "t = tg a, (2)

one. trenutna brzina kemijske reakcije jednaka je prvom derivatu koncentracije jedne od tvari s obzirom na vrijeme i definirana je kao tg nagiba tangente na krivulju C A \u003d f (t) u tački koja odgovara do datog vremena t: ds / dt = tga.

Brzina hemijske reakcije zavisi od različitih faktora:

Priroda reaktanata;

Njihove koncentracije;

Temperature procesa;

prisustvo katalizatora.

Razmotrimo detaljnije uticaj svakog od ovih faktora na brzinu hemijske reakcije.

Jedan od najvažnijih problema koji rješava termodinamika je utvrđivanje fundamentalne mogućnosti (ili nemogućnosti) spontanog nastanka hemijskog procesa.

Kao što je ranije pomenuto, tok hemijskog procesa je favorizovan povećanjem entropije sistema. Povećanje entropije postiže se odvajanjem čestica, razbijanjem hemijskih veza, uništavanjem kristalnih rešetki, otapanjem supstanci itd. Međutim, svi ovi procesi su neminovno praćeni povećanjem entalpije sistema, što onemogućava da se proces odvija. Očigledno, da bi se riješio problem fundamentalne mogućnosti kemijskog procesa, potrebno je istovremeno uzeti u obzir promjenu i entropije i entalpije sistema. Pri konstantnoj temperaturi i pritisku, termodinamička funkcija koja se zove Gibbsova slobodna energija (ponekad jednostavno Gibbsova energija) koristi se u tu svrhu. Gibbsova slobodna energija (G) povezana je sa entalpijom i entropijom sljedećom jednadžbom:

Promjena Gibbsove energije tokom prijelaza sistema iz početnog stanja u konačno stanje određena je relacijom:

∆G = ∆H - T∆S

Budući da jednačina vrijedi za procese koji se odvijaju pri konstantnoj temperaturi i pritisku, funkcija G se zove izobarično-izotermni potencijal. U rezultirajućoj jednačini, vrijednost ΔN procjenjuje utjecaj faktora entalpije, a vrijednost TΔS - faktora entropije na mogućnost procesa. U svom fizičkom značenju, Gibbsova slobodna energija je onaj dio ΔN, koji se, pod određenim uvjetima, može pretvoriti u rad koji sistem vrši protiv vanjskih sila. Ostatak ΔN, jednak TΔS, predstavlja "neslobodnu" energiju, koja ide na povećanje entropije sistema i ne može se pretvoriti u rad. Gibbsova slobodna energija je vrsta potencijala koji određuje pokretačku snagu hemijskog procesa. Poput fizičkih potencijala (električnih, gravitacijskih), Gibbsova energija opada kako se proces odvija spontano dok ne dostigne minimalnu vrijednost, nakon čega se proces zaustavlja.

Neka reakcija (neravnotežni proces) spontano teče u sistemu pri konstantnom pritisku i temperaturi. U ovom slučaju, ∆H< TΔS, соответственно ΔG <0. Таким образом, изменение функции Гиббса может служить критерием при определении направления протекания реакций: u izolovanom ili zatvorenom sistemu pri konstantnoj temperaturi i pritisku spontano se odvijaju reakcije za koje je promena Gibsove slobodne energije negativna (ΔG< 0).

Neka reakcija koja se dešava u sistemu bude reverzibilna. Tada je, pod datim uslovima, direktna reakcija u osnovi izvodljiva ako je ΔG< 0, а обратная - если ΔG >0; pri ΔG = 0 sistem će biti u stanju ravnoteže. Za izolovane sisteme ΔN = 0, dakle ΔG = - TΔS. dakle, procesi se spontano javljaju u izolovanom sistemu, što dovodi do povećanja entropije(drugi zakon termodinamike).

Pošto je entalpija sistema uključena u Gibbsovu energetsku jednačinu, nemoguće je odrediti njenu apsolutnu vrijednost. Da bi se izračunala promjena slobodne energije koja odgovara toku određene reakcije, koriste se Gibbsove energije formiranja spojeva koji sudjeluju u interakciji. Gibbsova energija formiranja jedinjenja (ΔG f) je promena slobodne energije koja odgovara sintezi mola datog jedinjenja iz jednostavnih supstanci. Gibbsove energije formiranja jedinjenja, koje se odnose na standardne uslove, nazivaju se standardnim i označavaju se simbolom . Vrijednosti su date u referentnoj literaturi; mogu se izračunati i iz vrijednosti entalpija formiranja i entropija odgovarajućih supstanci.

Primjer #1. Potrebno je izračunati za Fe 3 O 4 ako je entalpija formiranja ovog jedinjenja ΔN oko f (Fe 3 O 4) = -1117,13 kJ/mol i entropija gvožđa, kiseonika i Fe 3 O 4 jednaka 27,15; 205,04 i 146,19 J/mol. K. Prema tome

(Fe 3 O 4) \u003d (Fe 3 O 4) - T ,

gdje je Δ promjena entropije u toku reakcije: 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

Promjena entropije se izračunava pomoću sljedeće jednačine:

Δ \u003d (Fe 3 O 4) - \u003d

146,19 - (3,27,15 + 2,205,04) = -345,3 (J/mol . TO);

Δ = -0,34534 kJ/mol K

(Fe 3 O 4) \u003d -1117,13 - 298 (-0,34534) \u003d -1014,2 (kJ / mol)

Dobiveni rezultat nam omogućava da zaključimo da je reakcija u osnovi moguća pod standardnim uvjetima. U ovom slučaju, faktor entalpije favorizira reakciju (< 0), а энтропийный - препятствует (Т < 0), но не может увеличить до положительной величины

Pošto je G funkcija stanja, za reakciju: aA + bB = dD + eE promjena Gibbsove energije može se odrediti iz jednačine

= Σi (pr) - Σj (reag)

Primjer #2. Procijenimo osnovnu mogućnost dobivanja ozona interakcijom dušične kiseline s kisikom (standardni uvjeti) prema jednačini:

4HNO 3 (g) + 5O 2 (g) \u003d 4O 3 (g) + 4NO 2 (g) + 2H 2 O (g)

Izračunajte promjenu Gibbsove energije pod standardnim uvjetima:

= - =

4 162,78 + 4 52,29 - = 1179,82 (kJ)

Spontana reakcija u standardnim uslovima je suštinski nemoguća. U isto vrijeme, dušikov dioksid može biti oksidiran ozonom u dušičnu kiselinu, jer je vrijednost ΔG za obrnutu reakciju negativna.

HEMIJSKA KINETIKA

Svaka hemijska reakcija je praćena oslobađanjem ili apsorpcijom energije. Energija se najčešće oslobađa ili apsorbira u obliku topline (rjeđe, u obliku svjetlosti ili mehaničke energije). Ova toplota se može izmeriti. Rezultat mjerenja izražava se u kilodžulima (kJ) za jedan mol reaktanta ili (rjeđe) za mol produkta reakcije. Ova količina se naziva toplota reakcije.

Toplotni efekat - količina toplote koju hemijski sistem oslobađa ili apsorbuje tokom hemijske reakcije koja se u njemu odvija.

Toplotni efekat je označen simbolima Q ili DH (Q = -DH). Njegova vrijednost odgovara razlici između energija početnog i konačnog stanja reakcije:

DH = H kon. - H ref. = E kon. - E ref.

Ikone (d), (g) označavaju gasovito i tečno stanje supstanci. Postoje i oznake (tv) ili (k) - čvrsta, kristalna supstanca, (aq) - supstanca otopljena u vodi, itd.

Oznaka stanja agregacije supstance je važna. Na primjer, u reakciji sagorijevanja vodonika u početku nastaje voda u obliku pare (gasovito stanje), pri čijoj se kondenzaciji može osloboditi još nešto energije. Stoga će za formiranje vode u obliku tekućine izmjereni toplinski učinak reakcije biti nešto veći nego za stvaranje samo pare, jer će se drugi dio topline osloboditi prilikom kondenzacije pare.

Koristi se i poseban slučaj toplotnog efekta reakcije - toplota sagorevanja. Iz samog naziva jasno je da toplota sagorevanja služi za karakterizaciju supstance koja se koristi kao gorivo. Toplina sagorijevanja odnosi se na 1 mol tvari koja je gorivo (reduktor u reakciji oksidacije), na primjer:

Energija (E) pohranjena u molekulima može se prikazati na energetskoj skali. U ovom slučaju, termički efekat reakcije (E) može se prikazati grafički

Ovaj zakon je otkrio Hess 1840. godine na osnovu generalizacije mnogih eksperimentalnih podataka.

7. Entropija. Gibbsova besplatna energija. Termodinamički kriterij za smjer hemijskog procesa.

Entropija je smanjenje raspoložive energije tvari kao rezultat prijenosa energije. Prvi zakon termodinamike kaže da se energija ne može stvoriti ili uništiti. Stoga je količina energije u svemiru uvijek ista kao što je bila kada je stvoren. Drugi zakon termodinamike kaže da efikasnost nijednog stvarnog (ireverzibilnog) procesa ne može biti 100% pri pretvaranju energije u rad.

gdje je ∆ S- promjena entropije, Δ Q- promjena topline, T je apsolutna termodinamička temperatura.

Posljedično, količina energije koja se pretvara u rad ili toplinu kontinuirano se smanjuje s vremenom kako se toplina spontano kreće iz toplijeg područja u hladnije.

Gibbsova energija i smjer reakcije

U hemijskim procesima istovremeno deluju dva suprotna faktora - entropija() I entalpija(). Ukupan učinak ovih suprotnih faktora u procesima koji se odvijaju pri konstantnom pritisku i temperaturi određuje promjenu Gibbsova energija():

Iz ovog izraza proizilazi da se, to jest, određena količina topline troši na povećanje entropije (), ovaj dio energije se gubi za obavljanje korisnog rada (rasipa se u okolinu u obliku topline), često se naziva vezana energija. Drugi dio topline () može se iskoristiti za rad, pa se Gibbsova energija često naziva i slobodnom energijom.

Priroda promjene Gibbsove energije omogućava suditi o fundamentalnoj mogućnosti implementacije procesa. Kada proces može da se odvija, a proces ne može da se nastavi (drugim rečima, ako je Gibbsova energija u početnom stanju sistema veća nego u konačnom stanju, onda se proces u osnovi može nastaviti, ako obrnuto, ne može). Ako, onda je sistem u stanju hemijske ravnoteže.

Gibbsova besplatna energija(ili jednostavno Gibbsova energija, ili Gibbs potencijal, ili termodinamički potencijal u užem smislu) je veličina koja pokazuje promenu energije tokom hemijske reakcije i time daje odgovor na pitanje osnovne mogućnosti hemijske reakcije; Ovo je termodinamički potencijal sljedećeg oblika:

Gibbsova energija se može shvatiti kao ukupna hemijska energija sistema (kristala, tečnosti, itd.)

Koncept Gibbsove energije se široko koristi u termodinamici i hemiji.

Spontanu pojavu izobarično-izotermnog procesa određuju dva faktora: entalpija, povezana sa smanjenjem entalpije sistema (ΔH), i entropija T ΔS, zbog povećanja poremećaja u sistemu zbog povećanja njena entropija. Razlika između ovih termodinamičkih faktora je funkcija stanja sistema, koja se naziva izobarično-izotermalni potencijal ili Gibbsova slobodna energija (G, kJ)

Klasična definicija Gibbsove energije je izraz

gdje je unutrašnja energija, pritisak, zapremina, apsolutna temperatura, entropija.

Gibbsova diferencijalna energija za sistem sa konstantnim brojem čestica, izražena u svojstvenim varijablama - kroz pritisak p i temperaturu T:

Za sistem sa promenljivim brojem čestica, ovaj diferencijal se piše na sledeći način:

Ovde je hemijski potencijal, koji se može definisati kao energija koja se mora potrošiti da bi se dodala još jedna čestica u sistem.

Postoje dvije tendencije u procesu hemijskih reakcija:

1.N min (faktor entalpije);

2.S max (entropijski faktor).

Oba ova faktora djeluju u međusobno suprotnim smjerovima, a tok reakcije je određen onim koji prevladava u konkretnom slučaju. Promjena entalpije i entropije tijekom kemijske reakcije uzima u obzir Gibbsovu energiju ∆G 0 (kJ): ∆G 0 \u003d ∆H 0 - T∆S 0, gdje je T apsolutna temperatura, ∆S 0. – standardna promjena entropija; ∆N 0 je standardna promjena entalpije.

Vrijednost i znak G određuju mogućnost spontane kemijske reakcije i njen smjer. Pri konstantnoj temperaturi i pritisku, reakcija se odvija spontano u smjeru koji odgovara smanjenju Gibbsove energije.

G< 0 - реакция идет самопроизвольно в прямом направлении;

G > 0 - pod ovim uslovima, reakcija ne ide u pravcu;

G = 0 - reakcija je reverzibilna (hemijska ravnoteža).

Promjena ∆ r G ne zavisi od putanje procesa i može se izračunati na osnovu posljedica Hessovog zakona: Gibbsova energetska promjena kao rezultat hemijske reakcije jednak je zbiru Gibbsovih energija formiranja produkta reakcije minus zbroj Gibbsovih energija formiranja polaznih materijala.

R G 0 = Σ∆ f G 0 produkti reakcije - Σ∆ f G 0 početni materijali,

gdje je ∆ f G 0 je standardna Gibbsova energija formiranja, kJ/mol; referentna vrijednost. ∆ f G 0 jednostavnih supstanci je jednako nuli.

Predavanje #6 . BRZINA HEMIJSKIH REAKCIJA

Kemijska kinetika -grana hemije koja proučava brzinu i mehanizam hemijskih reakcija.Brzina hemijske reakcije pozvao promjena količine reaktanta po jedinici vremena po jedinici volumena(za homogenu reakciju) ili interfejs po jedinici(za heterogeni sistem) Brzina reakcije zavisi od prirode reaktanata, njihove koncentracije, temperature i prisustva katalizatora.

Ovisnost brzine kemijske reakcije o prirodi reaktanata zbog činjenice da svaku reakciju karakteriše određena vrijednost energije aktivacije. Reakcije se odvijaju u smjeru razaranja manje jakih veza i stvaranja tvari sa jačim vezama. Da bi se uništila jedna veza i formirala druga, potrebni su određeni troškovi energije. Energija aktivacije E a - to je višak energije koji molekule moraju imati da bi njihov sudar doveo do stvaranja nove tvari. Ako je energija aktivacije vrlo niska (< 40 кДж/моль), то реакция идет с очень большой скоростью, если энергия активации очень велика (>120 kJ/mol), tada je brzina reakcije nemjerljivo niska.

Ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reaktanti se izražavaju zakon masovne akcije (LMA): pri konstantnoj temperaturi, brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata.

Općenito, za homogena reakcije nA (g) + mB (g) = pAB (g)

zavisnost brzine reakcije od koncentracije izražava se jednadžbom:

,

gdje su C A i C B koncentracije reaktanata, k je konstanta brzine reakcije. Za specifičnu reakciju 2NO (g) + O 2 (g) = 2NO 2 (g), matematički izraz ZDM ima oblik: υ = k∙∙

Konstanta brzine reakcije k ovisi o prirodi reaktanata, temperaturi i katalizatoru, ali ne ovisi o koncentraciji reaktanata. Fizičko značenje konstante brzine je da je jednaka brzini reakcije pri jediničnim koncentracijama reaktanata.

Za heterogena reakcija, brzina reakcije ovisi samo o koncentraciji plinova ili otopljenih tvari, a koncentracija čvrste faze nije uključena u matematički izraz MDM. Na primjer, brzina reakcije izgaranja ugljika u kisiku proporcionalna je samo koncentraciji kisika:

C (k) + O 2 (g) \u003d CO 2 (k), υ = k

Ovisnost brzine reakcije o temperaturi. Kada temperatura raste, brzina kretanja molekula se povećava, što zauzvrat dovodi do povećanja broja sudara između njih. Povećanje temperature povećava broj aktivnih molekula, a samim tim i brzinu hemijske reakcije. .

Izražava se zavisnost brzine hemijske reakcije od temperature van't Hoffovo pravilo: za svakih 10 °C porasta temperature, brzina reakcije se povećava za 2-4 puta.

,

gdje su υ 2 i υ 1 brzine reakcije na temperaturama t 2 i t 1,

γ je temperaturni koeficijent brzine reakcije, koji pokazuje koliko puta se brzina reakcije povećava s povećanjem temperature za 10 0 C

Opisana je rigoroznija ovisnost brzine reakcije o temperaturi Arrheniusova jednadžba, koji povezuje konstantu brzine reakcije sa energijom aktivacije:

gdje je A konstantni faktor, koji je jednak broju sudara molekula u jedinici vremena, pomnoženom vjerovatnoćom hemijske interakcije tokom sudara.

Ovisnost brzine reakcije od katalizatora.Supstance koje povećavaju brzinu reakcije, ali ostaju kemijski nepromijenjene nakon reakcije, su pozvani katalizatori. Promjena brzine reakcije pod djelovanjem katalizatora naziva se kataliza. Razlikovati katalizu homogena I heterogena.

Ako su reaktanti i katalizator u istom agregacijskom stanju, onda kataliza homogena:

2SO 2(g) + O 2(g) 2SO 3(g)

Ako su reaktanti i katalizator u različitim agregacijskim stanjima, onda kataliza heterogena:

N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g)

Učinak katalizatora je da smanjuje energiju aktivacije i time povećava brzinu reakcije.

Predavanje broj 7. HEMIJSKA RAVNOTEŽA

Hemijske reakcije se dijele na nepovratan I reverzibilan. nepovratan teče samo u smjeru naprijed (sve dok se jedan od reaktanata potpuno ne potroši), reverzibilan teče i u naprijed i u obrnutom smjeru (u ovom slučaju nijedan od reaktanata nije u potpunosti potrošen). Razmotrite sljedeću reakciju:

Matematički izraz zakona djelovanja masa za brzinu direktne υ pr i obrnute υ arr reakcije ima oblik:

υ pr \u003d υ arr \u003d

Kada se tvari A i B pomiješaju, brzina direktne reakcije bit će maksimalna. Zatim se tvari A i B postupno troše i brzina direktne reakcije se smanjuje. Rezultirajuće supstance D i F počeće da reaguju jedna s drugom, a brzina reverzne reakcije će se stalno povećavati kako se povećava koncentracija supstanci D i F. U određenom trenutku, brzina reakcije unapred će postati jednaka na brzinu obrnute reakcije.

Stanje sistema u kojem je brzina reakcije naprijed (υ 1) jednaka brzini obrnute reakcije (υ 2), pozvao hemijska ravnoteža.Koncentracije reaktanata koje se uspostavljaju u hemijskoj ravnoteži, pozvao uravnotežen.

Zakon masovnog djelovanja za reverzibilne procese: u stanju kemijske ravnoteže na konstantnoj temperaturi, omjer proizvoda koncentracija produkta reakcije i proizvoda koncentracija polaznih supstanci je konstantna vrijednost. Ova vrijednost se zove konstanta ravnoteže. Ravnotežne koncentracije se obično ne označavaju simbolom "C A", već formulom supstance koja se stavlja u uglaste zagrade, na primjer, , a konstanta ravnoteže izražena u terminima koncentracija je K C. Za reverzibilnu reakciju aA + bB dD + fF, matematički izraz zakona djelovanja mase ima oblik:

.

Za određenu homogenu reakciju:

2CO (g) + O 2 (g) ↔ 2CO 2 (g)

Za heterogenu reakciju CO 2 (g) + C (c) \u003d 2CO (g). Koncentracija čvrste faze nije uključena u matematički izraz MDM za heterogene sisteme.

Hemijska ravnoteža je nepromijenjena sve dok su uvjeti ravnoteže ( koncentracija, temperatura, pritisak) održavaju se konstantnim. Kada se uslovi promene, ravnoteža se poremeti. Nakon nekog vremena u sistemu se ponovo javlja ravnoteža koju karakteriše nova jednakost brzina i nove ravnotežne koncentracije svih supstanci. Prelazak sistema iz jednog ravnotežnog stanja u drugo pozvao pomeranje ravnoteže.

Određuje se smjer pomaka ravnoteže Le Chatelierov princip: ako se na sistem u ravnoteži izvrši vanjski utjecaj (koncentracija, pritisak, promjena temperature), tada se ravnoteža pomjera u smjeru reakcije što slabi nastali efekat.