Gibsa enerģijas formulas ķīmija. Gibbs brīvā enerģija

7. tabula. Dažu vielu standarta absolūtās entropijas S 0 298

Z piemērs. Pamatojoties uz veidošanās standartsiltumiem (5. tabula) un vielu absolūtajām standarta entropijām (7. tabula), aprēķiniet G reakcija notiek saskaņā ar vienādojumu

CO (g) + H 2 O (l) = CO3 (g) + H 2 (g).

Risinājums. G° = H° - TS°; H un S ir stāvokļa funkcijas, tāpēc

H 0 st.r. = H 0 kont. - H 0 ref. ;

S 0 x. R. = S 0 turp. - S 0 ref. .

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

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

G 0= +2,85 - 298 - 0,07639 = -19,91 kJ.

Piemērs 4. Fe 2 O 3 reducēšanās reakcija ar ūdeņradi notiek saskaņā ar vienādojumu

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

Vai šī reakcija ir iespējama standarta apstākļos, ja mainās entropija  S = 0,1387 kJ/(mol. K)? Kādā temperatūrā sāksies Fe 2 Oz samazināšana?

Risinājums. Mēs aprēķinām  G° reakcijas:

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

Tā kā G > 0, reakcija nav iespējama standarta apstākļos; gluži pretēji, šajos apstākļos notiek dzelzs oksidēšanās (korozija) reversā reakcija. Noskaidrosim temperatūru, kurā G = 0:

H = TS; T=
UZ.

Līdz ar to pie temperatūras T = 696,5 K (423,5 0 C) sāksies Fe 2 O 3 reducēšanās reakcija. Šo temperatūru dažreiz sauc par temperatūru, kurā sākas reakcija.

Piemērs 5. Aprēķināt H 0, S 0, G 0, - reakcija notiek saskaņā ar vienādojumu

Fe 2 Oz(k) + 3 C = 2 Fe + 3 CO.

Vai Fe 2 Oz reducēšanās reakcija ar oglekli ir iespējama 500 un 1000 K temperatūrā?

Risinājums.H 0 st.r. un S 0 h.r. mēs atrodam no relācijām (1) un (2):

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

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

Gibsa enerģija attiecīgajās temperatūrās tiek atrasta no attiecības

G 500 = 490,54–500 = +219,99 kJ;

∆G 1000 = 490,54 –1000 = -50,56 kJ.

Kopš G 500 > 0 un G 1000< 0, то восстановление Fе 2 Оз возможно при 1000 К и невозможно при 500 К.

Visas ķīmiskās reakcijas parasti pavada gan entropijas, gan entalpijas izmaiņas. Saikni starp sistēmas entalpiju un entropiju nosaka stāvokļa termodinamiskā funkcija, ko sauc Gibsa brīvā enerģija vai izobariskais-izotermiskais potenciāls (G). Tas raksturo procesu spontānas norises virzienu un robežu izobariski-izotermiskos apstākļos (p = const un T = const). Gibsa brīvā enerģija ir saistīta ar sistēmas entalpiju un entropiju ar attiecību

G = H – TS. (9)

Nav iespējams izmērīt absolūto vērtību, tāpēc tiek izmantotas funkcijas izmaiņas konkrēta procesa laikā:

DG = DH – TDS. (10)

Gibsa brīvo enerģiju mēra kJ/mol un kJ. Gibsa brīvās enerģijas fiziskā nozīme: sistēmas brīvā enerģija, ko var pārvērst darbā. Vienkāršām vielām tiek pieņemts, ka Gibsa brīvā enerģija ir nulle.

Gibsa brīvās enerģijas DG izmaiņu zīme un tās vērtība pie P = const nosaka sistēmas termodinamisko stabilitāti:

· ja ķīmiskā procesā notiek Gibsa brīvās enerģijas samazināšanās, t.i. DG< 0, процесс может протекать самопроизвольно, или говорят: процесс термодинамически возможен;

· ja reakcijas produktiem ir lielāks termodinamiskais potenciāls nekā izejvielām, t.i. DG >

· ja DG = 0, tad reakcija var noritēt gan uz priekšu, gan atpakaļ, t.i. reakcija ir atgriezeniska.

Tāpēc Spontāni procesi pie P = const notiek, samazinoties Gibsa brīvajai enerģijai.Šis secinājums ir spēkā gan izolētām, gan atvērtām sistēmām.

Sistēmas Gibsa enerģijas izmaiņas, veidojoties 1 molam vielas no vienkāršām vielām, kas ir stabilas dotajos apstākļos, sauc par vielas veidošanās Gibsa enerģiju DG arr. , mēra kJ/mol.

Ja viela atrodas standarta apstākļos, tad Gibsa veidošanās enerģiju sauc par standarta Gibsa veidošanās enerģiju (DG 0 298. paraugs). Standarta Gibsa standarta enerģija, kas veidojas vienkāršai vielai, kas ir stabila standarta apstākļos, ir nulle. DG 0 parauga 298 vielu vērtības ir norādītas atsauces grāmatās.

Gibsa enerģijas maiņa, kā arī entalpijas un entropijas izmaiņas, nav atkarīgs no procesa ceļa, tāpēc ķīmiskās reakcijas DG Gibsa enerģijas izmaiņas ir vienādas ar starpību starp reakcijas produktu veidošanās Gibsa enerģiju summu un izejvielu veidošanās Gibsa enerģiju summu, ņemot vērā stehiometriskie koeficienti:

DG 0 298 = S(n i . DG i 0 298) piem. - S(n i . D G i 0 298) ref. . (vienpadsmit)

Helmholca brīvā enerģija

Izohorisko procesu virzienu (V = const un T = const) nosaka Helmholca brīvās enerģijas izmaiņas, ko sauc arī par izohorisko-izotermisko potenciālu (F):

DF = DU – TDS.

Helmholca brīvās enerģijas DF izmaiņu zīme un tās vērtība pie V = const nosaka sistēmas termodinamisko stabilitāti:

· ja ķīmiskā procesā notiek Helmholca brīvās enerģijas samazināšanās, t.i. D F< 0, процесс может протекать самопроизвольно, или говорят: процесс термодинамически возможен;

· ja reakcijas produktiem ir lielāks termodinamiskais potenciāls nekā izejvielām, t.i. D F > 0, process nevar noritēt spontāni, vai arī saka: process ir termodinamiski neiespējams;

· ja D F = 0, tad reakcija var noritēt gan uz priekšu, gan pretējā virzienā, t.i. reakcija ir atgriezeniska.

Līdz ar to spontāni procesi pie V = const notiek, samazinoties Helmholca brīvajai enerģijai. Šis secinājums ir spēkā gan izolētām, gan atvērtām sistēmām.

ĶĪMISKĀ KINĒTIKA

Ķīmiskās kinētikas pamatjēdzieni

Ķīmiskā kinētika ir ķīmijas nozare, kas pēta ķīmisko reakciju ātrumu un mehānismus.

Pastāv homogēnas un neviendabīgas ķīmiskās reakcijas:

· homogēnas reakcijas notiek viendabīgā vidē visā sistēmas tilpumā (tās ir reakcijas šķīdumos, gāzes fāzē);

· heterogēnas reakcijas notiek neviendabīgā vidē, saskarsmē (cietas vai šķidras vielas sadegšana).

Ķīmiskās kinētikas pamatjēdziens ir ķīmiskās reakcijas ātruma jēdziens. Ķīmiskās reakcijas ātrumu saprot kā elementāru mijiedarbības aktu skaitu laika vienībā tilpuma vienībā (ja reakcija ir viendabīga) vai elementāro mijiedarbības aktu skaitu laika vienībā uz saskarnes virsmas vienību (ja reakcija ir neviendabīga ).

Reakcijas ātrumu raksturo jebkuras izejvielas vai reakcijas galaprodukta koncentrācijas izmaiņas laika vienībā un tiek izteiktas: homogēnām reakcijām - mol/l s (mol/m 3 s utt.), neviendabīgām reakcijām - mol/cm 2 s (mol/m 2 s).

V av =± (C 2 – C 1)/(t 2 – t 1) = ± DC/Dt. (1)

Vidējais ātrums ir aptuvens aprēķins, jo laika intervālā t 1 ÷ t 2 tas nepaliek nemainīgs. Patieso jeb momentāno ātrumu laikā t (V) nosaka šādi:

V = lim (± DC/D t) = ± dС/dt = ± С" t = tg a, (2)

tie. ķīmiskās reakcijas momentānais ātrums ir vienāds ar vienas vielas koncentrācijas pirmo atvasinājumu attiecībā pret laiku un ir definēts kā tg līknes CA = f (t) pieskares slīpuma leņķis attiecīgajā punktā. līdz noteiktam laikam t: dС/dt = tga.

Ķīmiskās reakcijas ātrums ir atkarīgs no dažādiem faktoriem:

Reaģējošo vielu īpašības;

To koncentrācija;

Procesa temperatūra;

Katalizatora klātbūtne.

Ļaujiet mums sīkāk apsvērt katra no uzskaitītajiem faktoriem ietekmi uz ķīmiskās reakcijas ātrumu.

Viena no svarīgākajām termodinamikas risināmajām problēmām ir ķīmiska procesa spontānas rašanās pamatiespējas (vai neiespējamības) noteikšana.

Kā minēts iepriekš, ķīmiskā procesa gaitu veicina sistēmas entropijas palielināšanās. Entropijas palielināšanās tiek panākta ar daļiņu atdalīšanu, ķīmisko saišu pārraušanu, kristālisko režģu iznīcināšanu, vielu šķīšanu utt. Taču visus šos procesus neizbēgami pavada sistēmas entalpijas pieaugums, kas kavē procesu. Ir skaidrs, ka, lai atrisinātu jautājumu par ķīmiskā procesa fundamentālo iespējamību, vienlaikus ir jāņem vērā gan sistēmas entropijas, gan entalpijas izmaiņas. Pastāvīgā temperatūrā un spiedienā šim nolūkam tiek izmantota termodinamiskā funkcija, ko sauc par Gibsa brīvo enerģiju (dažreiz vienkārši par Gibsa enerģiju). Gibsa brīvā enerģija (G) ir saistīta ar entalpiju un entropiju ar šādu vienādojumu:

Gibsa enerģijas izmaiņas sistēmas pārejas laikā no sākotnējā stāvokļa uz galīgo stāvokli nosaka attiecība:

ΔG = ΔH - TΔS

Tā kā vienādojums ir spēkā procesiem, kas notiek nemainīgā temperatūrā un spiedienā, tiek izsaukta funkcija G izobāriskais-izotermiskais potenciāls. Iegūtajā vienādojumā vērtība ΔH novērtē entalpijas faktora, bet vērtība TΔS - entropijas faktora ietekmi uz procesa iespējamību. Savā fiziskajā nozīmē Gibsa brīvā enerģija ir tā ΔH daļa, kuru noteiktos apstākļos var pārvērst darbā, ko sistēma veic pret ārējiem spēkiem. Pārējā ΔH daļa, kas vienāda ar TΔS, ir “bezbrīva” enerģija, kas tiek izmantota, lai palielinātu sistēmas entropiju un kuru nevar pārvērst darbā. Gibsa brīvā enerģija ir sava veida potenciāls, kas nosaka ķīmiskā procesa virzītājspēku. Tāpat kā fiziskais potenciāls (elektrisks, gravitācijas), Gibsa enerģija samazinās, procesam spontāni norisinoties, līdz tā sasniedz minimālo vērtību, pēc kuras process apstājas.

Ļaujiet kādai reakcijai spontāni notikt sistēmā nemainīgā spiedienā un temperatūrā (nelīdzsvara process). Šajā gadījumā ΔH< TΔS, соответственно ΔG <0. Таким образом, изменение функции Гиббса может служить критерием при определении направления протекания реакций: izolētā vai slēgtā sistēmā nemainīgā temperatūrā un spiedienā spontāni notiek reakcijas, kurām Gibsa brīvās enerģijas izmaiņas ir negatīvas (ΔG< 0).

Lai sistēmā notiekošā reakcija ir atgriezeniska. Tad noteiktos apstākļos tieša reakcija ir fundamentāli iespējama, ja ΔG< 0, а обратная - если ΔG >0; pie ΔG = 0 sistēma būs līdzsvara stāvoklī. Izolētām sistēmām ΔН = 0, tātad ΔG = - TΔS. Tādējādi izolētā sistēmā procesi notiek spontāni, izraisot entropijas pieaugumu(otrais termodinamikas likums).

Tā kā Gibsa enerģijas vienādojumā ir iekļauta sistēmas entalpija, nav iespējams noteikt tā absolūto vērtību. Lai aprēķinātu brīvās enerģijas izmaiņas, kas atbilst konkrētas reakcijas norisei, tiek izmantotas mijiedarbībā iesaistīto savienojumu veidošanās Gibsa enerģijas. Savienojuma veidošanās Gibsa enerģija (ΔG f) ir brīvās enerģijas izmaiņas, kas atbilst dotā savienojuma mola sintēzei no vienkāršām vielām. Gibsa savienojumu veidošanās enerģijas, kas minētas standarta apstākļos, sauc par standarta un apzīmētas ar simbolu. Vērtības ir norādītas uzziņu literatūrā; tos var aprēķināt arī no atbilstošo vielu veidošanās entalpijām un entropijām.

Piemērs Nr.1. Jāaprēķina Fe 3 O 4, ja ir zināma šī savienojuma veidošanās entalpija ΔH o f (Fe 3 O 4) = -1117,13 kJ/mol un dzelzs, skābekļa un Fe 3 O 4 entropijas ir vienādas ar 27,15 ; 205,04 un 146,19 J/mol. K. Attiecīgi

(Fe 3 O 4) = (Fe 3 O 4) - T·,

kur Δ ir entropijas izmaiņas reakcijas laikā: 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

Entropijas izmaiņas aprēķina, izmantojot šādu vienādojumu:

Δ = (Fe 3 O 4) - =

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

Δ = -0,34534 kJ/mol K

(Fe3O4) = -1117,13 - 298 (-0,34534) = -1014,2 (kJ/mol)

Iegūtais rezultāts ļauj secināt, ka reakcija ir principiāli iespējama standarta apstākļos. Šajā gadījumā entalpijas faktors veicina reakciju (< 0), а энтропийный - препятствует (Т < 0), но не может увеличить до положительной величины

Tā kā G ir stāvokļa funkcija, tad reakcijai: aA + bB = dD + eE Gibsa enerģijas izmaiņas var noteikt ar vienādojumu

= Σi (pr) - Σj (reaģēt)

Piemērs Nr.2. Novērtēsim fundamentālo iespēju radīt ozonu, mijiedarbojoties slāpekļskābei ar skābekli (standarta apstākļi), izmantojot vienādojumu:

4HNO 3 (l) + 5O 2 (g) = 4O 3 (g) + 4NO 2 (g) + 2H 2 O (l)

Aprēķināsim Gibsa enerģijas izmaiņas standarta apstākļos:

= - =

4 162,78 + 4 52,29 - = 1179,82 (kJ)

Spontāna reakcija standarta apstākļos ir principiāli neiespējama. Tajā pašā laikā slāpekļa dioksīdu ar ozonu var oksidēt par slāpekļskābi, jo reversajai reakcijai ΔG vērtība ir negatīva.

ĶĪMISKĀ KINĒTIKA

jebkuru ķīmisku reakciju pavada enerģijas izdalīšanās vai absorbcija. Visbiežāk enerģija tiek atbrīvota vai absorbēta siltuma veidā (retāk gaismas vai mehāniskās enerģijas veidā). Šo siltumu var izmērīt. Mērījumu rezultātu izsaka kilodžoulos (kJ) vienam molam reaģenta vai (retāk) vienam molam reakcijas produkta. Šo lielumu sauc par reakcijas termisko efektu.

Termiskais efekts ir siltuma daudzums, ko ķīmiskā sistēma izdala vai absorbē, kad tajā notiek ķīmiska reakcija.

Termisko efektu norāda ar simboliem Q vai DH (Q = -DH). Tās vērtība atbilst starpībai starp reakcijas sākuma un beigu stāvokļu enerģiju:

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

Ikonas (d), (g) norāda vielu gāzveida un šķidro stāvokli. Ir arī apzīmējumi (tv) vai (k) - cieta, kristāliska viela, (aq) - ūdenī izšķīdināta viela utt.

Vielas agregācijas stāvokļa apzīmējums ir svarīgs. Piemēram, ūdeņraža sadegšanas reakcijā ūdens sākotnēji veidojas tvaika veidā (gāzveida stāvoklī), kam kondensējoties var izdalīties vairāk enerģijas. Līdz ar to, veidojoties ūdenim šķidruma veidā, reakcijas izmērītais termiskais efekts būs nedaudz lielāks nekā, veidojot tikai tvaiku, jo, tvaikam kondensējoties, izdalīsies vēl viena siltuma daļa.

Tiek izmantots arī īpašs reakcijas termiskā efekta gadījums - degšanas siltums. No paša nosaukuma ir skaidrs, ka degšanas siltums kalpo, lai raksturotu vielu, ko izmanto kā degvielu. Degšanas siltums attiecas uz 1 molu vielas, kas ir degviela (reducētājs oksidācijas reakcijā), piemēram:

Molekulās uzkrāto enerģiju (E) var attēlot enerģijas skalā. Šajā gadījumā reakcijas termisko efektu (E) var parādīt grafiski

Šo likumu Hess atklāja 1840. gadā, pamatojoties uz daudzu eksperimentālu datu sintēzi.

7.Entropija. Gibbs brīvā enerģija. Termodinamiskais kritērijs ķīmiskā procesa virzienam.

Entropija ir vielas pieejamās enerģijas samazinājums enerģijas pārneses rezultātā. Pirmais termodinamikas likums nosaka, ka enerģiju nevar radīt vai iznīcināt. Tāpēc enerģijas daudzums Visumā vienmēr ir tāds pats kā tad, kad tas tika radīts. Otrais termodinamikas likums nosaka, ka neviena reāla (neatgriezeniska) procesa efektivitāte nevar būt 100%, pārvēršot enerģiju darbā.

kur Δ S- entropijas izmaiņas, Δ J- siltuma maiņa, T- absolūtā termodinamiskā temperatūra.

Līdz ar to enerģijas daudzums, kas jāpārvērš darbā vai siltumā, laika gaitā nepārtraukti samazinās, siltumam spontāni pārejot no siltāka reģiona uz aukstāku.

Gibsa enerģija un reakcijas virziens

Ķīmiskajos procesos vienlaicīgi darbojas divi pretēji faktori - entropisks() Un entalpisks(). Šo pretējo faktoru kopējā ietekme procesos, kas notiek pie nemainīga spiediena un temperatūras, nosaka izmaiņas Gibsa enerģija():

No šī izteiksmes izriet, ka, tas ir, noteikts siltuma daudzums tiek tērēts entropijas palielināšanai (), šī enerģijas daļa tiek zaudēta lietderīga darba veikšanai (izkliedēta vidē siltuma veidā), to bieži sauc saistītā enerģija. Vēl vienu siltuma daļu () var izmantot darbu veikšanai, tāpēc Gibsa enerģiju bieži sauc arī par brīvo enerģiju.

Gibsa enerģijas izmaiņu raksturs ļauj mums spriest par procesa īstenošanas pamatiespēju. Kad process var turpināties, kad process nevar turpināties (citiem vārdiem sakot, ja Gibsa enerģija sistēmas sākuma stāvoklī ir lielāka nekā gala stāvoklī, tad process var turpināties fundamentāli, ja otrādi, nevar). Ja, tad sistēma atrodas ķīmiskā līdzsvara stāvoklī.

Gibbs brīvā enerģija(vai vienkārši Gibsa enerģija, vai Gibsa potenciāls, vai termodinamiskais potenciālsšaurā nozīmē) ir lielums, kas parāda enerģijas izmaiņas ķīmiskās reakcijas laikā un tādējādi sniedz atbildi uz jautājumu par ķīmiskās reakcijas iespējamību; Tas ir šādas formas termodinamiskais potenciāls:

Gibsa enerģiju var saprast kā sistēmas (kristāla, šķidruma utt.) kopējo ķīmisko enerģiju.

Gibsa enerģijas jēdziens tiek plaši izmantots termodinamikā un ķīmijā.

Izobāriski-izotermiska procesa spontānu rašanos nosaka divi faktori: entalpija, kas saistīta ar sistēmas entalpijas samazināšanos (ΔH), un entropija T ΔS, ko izraisa traucējumu palielināšanās sistēmā, palielinoties tās entropija. Atšķirība starp šiem termodinamiskajiem faktoriem ir sistēmas stāvokļa funkcija, ko sauc par izobarisko-izotermisko potenciālu vai Gibsa brīvo enerģiju (G, kJ)

Klasiskā Gibsa enerģijas definīcija ir izteiksme

kur ir iekšējā enerģija, ir spiediens, ir tilpums, ir absolūtā temperatūra, ir entropija.

Gibsa diferenciālā enerģija sistēmai ar nemainīgu daļiņu skaitu, kas izteikta īpašmainīgos - spiediensp un temperatūraT:

Sistēmai ar mainīgu daļiņu skaitu šo diferenciāli raksta šādi:

Šeit ir ķīmiskais potenciāls, ko var definēt kā enerģiju, kas jāiztērē, lai sistēmai pievienotu vēl vienu daļiņu.

Ķīmisko reakciju procesā darbojas divas tendences:

1.Н min (entalpijas faktors);

2.S max (entropijas faktors).

Abi šie faktori darbojas savstarpēji pretējos virzienos, un reakcijas gaitu nosaka tas, kurš konkrētajā gadījumā dominē. Entalpijas un entropijas izmaiņas ķīmiskās reakcijas laikā ņem vērā Gibsa enerģiju ∆G 0 (kJ): ∆G 0 = ∆H 0 – T∆S 0, kur T ir absolūtā temperatūra, ∆S 0. – standarta maiņa entropija; ∆Н 0 – standarta entalpijas izmaiņas.

G lielums un zīme nosaka ķīmiskās reakcijas spontānas rašanās iespēju un tās virzienu. Pastāvīgā temperatūrā un spiedienā reakcija notiek spontāni virzienā, kas atbilst Gibsa enerģijas samazinājumam.

G< 0 - реакция идет самопроизвольно в прямом направлении;

G > 0 - šādos apstākļos reakcija nenotiek virzienā uz priekšu;

G = 0 - reakcija ir atgriezeniska (ķīmiskais līdzsvars).

Izmaiņas ∆ r G nav atkarīgas no procesa ceļa, un to var aprēķināt pēc Hesa ​​likuma: Gibsa enerģijas maiņaķīmiskas reakcijas rezultātā ir vienāds ar reakcijas produktu veidošanās Gibsa enerģiju summu mīnus izejvielu veidošanās Gibsa enerģiju summa.

R G 0 = Σ∆ f G 0 reakcijas produkti – Σ∆ f G 0 izejvielas,

kur ∆ f G 0 – standarta Gibsa veidošanās enerģija, kJ/mol; atsauces vērtība. ∆ f Vienkāršu vielu G 0 ir vienāds ar nulli.

Lekcija Nr.6 . ĶĪMISKO REAKCIJU ĀTRUMS

Ķīmiskā kinētika -ķīmijas nozare, kas pēta ķīmisko reakciju ātrumu un mehānismu.Ķīmiskās reakcijas ātrums sauca reaģenta daudzuma izmaiņas laika vienībā tilpuma vienībā(viendabīgai reakcijai) vai katrai vienības saskarnei(neviendabīgai sistēmai).Reakcijas ātrums ir atkarīgs no reaģentu īpašībām, to koncentrācijas, temperatūras un katalizatoru klātbūtnes.

Ķīmiskās reakcijas ātruma atkarība no reaģējošo vielu īpašībām sakarā ar to, ka katrai reakcijai ir raksturīga noteikta aktivācijas enerģijas vērtība. Reakcijas notiek mazāk stipru saišu iznīcināšanas un vielu ar stiprākām saitēm veidošanās virzienā. Lai iznīcinātu vienu saiti un izveidotu citu saiti, ir nepieciešamas noteiktas enerģijas izmaksas. Aktivizācijas enerģija E a - tā ir liekā enerģija, kurai jābūt molekulām, lai to sadursme izraisītu jaunas vielas veidošanos. Ja aktivizācijas enerģija ir ļoti maza (< 40 кДж/моль), то реакция идет с очень большой скоростью, если энергия активации очень велика (>120 kJ/mol), tad reakcijas ātrums ir neizmērojami zems.

Reakcijas ātruma atkarība no koncentrācijas tiek izteikti reaģenti masu darbības likums (LMA): nemainīgā temperatūrā ķīmiskās reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls reaģējošo vielu koncentrāciju reizinājumam.

Kopumā par viendabīgs reakcijas nA (g) + mB (g) = pAB (g)

Reakcijas ātruma atkarību no koncentrācijas izsaka ar vienādojumu:

,

kur CA un C B ir reaģentu koncentrācijas, k ir reakcijas ātruma konstante. Konkrētai reakcijai 2NO (g) + O 2 (g) = 2NO 2 (g) ZDM matemātiskā izteiksme ir šāda: υ = k∙∙

Reakcijas ātruma konstante k ir atkarīga no reaģentu īpašībām, temperatūras un katalizatora, bet nav atkarīga no reaģentu koncentrācijas. Ātruma konstantes fizikālā nozīme ir tāda, ka tā ir vienāda ar reakcijas ātrumu reaģentu koncentrācijās.

Priekš neviendabīgs reakcijas, reakcijas ātrums ir atkarīgs tikai no gāzu vai izšķīdušo vielu koncentrācijas, un cietās fāzes koncentrācija nav iekļauta ZDM matemātiskajā izteiksmē. Piemēram, oglekļa sadegšanas ātrums skābeklī ir proporcionāls tikai skābekļa koncentrācijai:

C (k) + O 2 (g) = CO 2 (k), υ = k

Reakcijas ātruma atkarība no temperatūras. Paaugstinoties temperatūrai, palielinās molekulu kustības ātrums, kas savukārt izraisa sadursmju skaita pieaugumu starp tām.Paaugstinot temperatūru, palielinās aktīvo molekulu skaits un līdz ar to palielinās ķīmiskās reakcijas ātrums.

Izteikta ķīmiskās reakcijas ātruma atkarība no temperatūras van't Hoff likums: par katru 10 °C temperatūras paaugstināšanos reakcijas ātrums palielinās 2-4 reizes.

,

kur υ 2 un υ 1 ir reakcijas ātrums temperatūrās t 2 un t 1,

γ ir reakcijas ātruma temperatūras koeficients, kas parāda, cik reizes reakcijas ātrums palielinās, temperatūrai paaugstinoties par 10 0 C

Stingrāk aprakstīta reakcijas ātruma atkarība no temperatūras Arrēnija vienādojums, kas saista reakcijas ātruma konstanti ar aktivācijas enerģiju:

kur A ir nemainīgs koeficients, kas ir vienāds ar molekulu sadursmju skaitu laika vienībā, kas reizināts ar ķīmiskās mijiedarbības varbūtību sadursmes laikā.

Reakcijas ātruma atkarība no katalizatora.Vielas, kas palielina reakcijas ātrumu, bet pēc tās paliek ķīmiski nemainīgas, tiek saukti katalizatori. Reakcijas ātruma izmaiņas katalizatoru ietekmē sauc katalīze. Ir katalīze viendabīgs Un neviendabīgs.

Ja reaģenti un katalizators atrodas vienā agregācijas stāvoklī, tad notiek katalīze viendabīgs:

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

Ja reaģenti un katalizators ir dažādos agregācijas stāvokļos, tad katalīze neviendabīgs:

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

Katalizatora iedarbība ir tāda, ka tas samazina aktivācijas enerģiju, un tajā pašā laikā palielinās reakcijas ātrums.

Lekcija Nr.7. ĶĪMISKAIS LĪDZSVARS

Ķīmiskās reakcijas ir sadalītas neatgriezeniski Un atgriezenisks. Neatgriezenisks plūst tikai uz priekšu (līdz viena no reaģentiem ir pilnībā iztērēta), atgriezenisks virzieties gan uz priekšu, gan atpakaļ (šajā gadījumā neviena no reaģējošajām vielām netiek pilnībā patērēta). Apsveriet šādu reakciju:

Masu darbības likuma matemātiskā izteiksme tiešo υ uz priekšu un atpakaļgaitu υ apgriezto reakciju ātrumam ir šāda:

υ pr = υ arr =

Vielu A un B sajaukšanas brīdī tiešās reakcijas ātrums būs maksimāls. Vielas A un B pakāpeniski tiek patērētas, un tiešās reakcijas ātrums samazinās. Iegūtās vielas D un F sāks savstarpēji reaģēt, un apgrieztās reakcijas ātrums nepārtraukti palielināsies, palielinoties vielu D un F koncentrācijai. Noteiktā brīdī tiešās reakcijas ātrums kļūs vienāds. līdz apgrieztās reakcijas ātrumam.

Sistēmas stāvoklis, kurā tiešās reakcijas ātrums (υ 1) ir vienāds ar apgrieztās reakcijas ātrumu (υ 2), sauca ķīmiskais līdzsvars.Reaģentu koncentrācijas, kas noteiktas ķīmiskajā līdzsvarā, ir tiek saukti līdzsvars.

Masu darbības likums atgriezeniskiem procesiem: ķīmiskā līdzsvara stāvoklī nemainīgā temperatūrā reakcijas produktu koncentrāciju reizinājuma attiecība pret izejvielu koncentrāciju reizinājumu ir nemainīga vērtība. Šo daudzumu sauc līdzsvara konstante. Līdzsvara koncentrācijas parasti apzīmē nevis ar simbolu “CA”, bet, piemēram, kvadrātiekavās ievietotas vielas formulu un koncentrācijās izteiktu līdzsvara konstanti - K C. Atgriezeniskai reakcijai aA + bB dD + fF, masu darbības likuma matemātiskajai izteiksmei ir šāda forma:

.

Konkrētai viendabīgai reakcijai:

2CO (g) + O 2 (g) ↔ 2CO 2 (g)

Neviendabīgai reakcijai CO 2 (g) + C (k) = 2CO (g). Cietās fāzes koncentrācija nav iekļauta ZDM matemātiskajā izteiksmē neviendabīgām sistēmām.

Ķīmiskais līdzsvars nemainās tik ilgi, kamēr pastāv līdzsvara apstākļi ( koncentrācija, temperatūra, spiediens), tiek uzturēti nemainīgi. Mainoties apstākļiem, tiek izjaukts līdzsvars. Pēc kāda laika sistēmā atkal iestājas līdzsvars, ko raksturo jauna ātruma vienādība un jaunas visu vielu līdzsvara koncentrācijas. Sistēmas pāreja no viena līdzsvara stāvokļa uz citu sauca līdzsvara maiņa.

Tiek noteikts līdzsvara nobīdes virziens Le Šateljē princips: Ja uz sistēmu, kas atrodas līdzsvarā, iedarbojas ārēja ietekme (koncentrācija, spiediens, temperatūras izmaiņas), tad līdzsvars pāriet uz reakciju, kas vājina radīto efektu.