Meghatározása kémiai reakciók irányában
Meghatározása az irányt a kémiai reakció.
Kombinálása kifejezések első főtétele (U = Q + W) és egy második kezdési idejét spontán folyamat (S Q / T), kapjuk:
Abban az esetben egy kémiai reakció előforduló állandó nyomáson és hőmérsékleten. valamint a hiányában minden művelet, kivéve a munkáját expanziós (W = - p V), (4) egyenlet a következő lesz: U + p V - T S 0 (10)
Így a spontán folyamat mindig csökkenése kíséri a Gibbs a rendszer energiája, más szóval - a termodinamikai kritérium uslovieG0 lehetséges spontán folyamat (ha p = const, T = const).
Egyensúlyban az Gibbs energiája a rendszernek egy minimális érték, és nem változik, t.e.G = 0.
Gibbs energia függvénye a rendszer állapotáról, így a reakció (*) szabvány változás G lehet kiszámítani a következő egyenlet szerint:
ahol aj és bi - sztöchiometrikus együtthatók kiindulási anyagok
és a reakció termékek rendre;
Gf, 298 (Bi) és Gf, 298 (Aj) - a standard Gibbs képződési energiája a kiindulási anyagok és a reakció termékek.
A szabványos Gibbs képződési energiája a vegyület úgy definiáljuk, mint a változás Gibbs energiája reakcióban az egy mol vegyület egyszerű anyagok standard állapotban. A definíció következik, hogy a standard Gibbs energia kialakulásának egyszerű anyagok értéke nulla. Az értékek standard Gibbs energiái kialakulását az anyagok termodinamikai táblázatot (lásd. Alkalmazás).
A meghatározása a Gibbs energia ez azt jelenti, hogy az arány a normál termodinamikai funkcióit kémiai reakció alábbi egyenlet fejezi ki:
Tesztelje tudását
Mik a paramétereket a termodinamikai rendszer funkcióit az állam?
Az úgynevezett termodinamikai folyamat?
Mondd el véleményed ismert termodinamikai folyamatokat.
A hő és a munka funkciói állam?
Hogy a szöveg az első főtétele.
Mi a tárgya tanulmány termokémia?
Adja meg a törvény a Hess.
Mi a „standard képződéshő egy kémiai vegyület?”
Mit jelent a második törvény (a második törvény) főtétele? Hogyan működik az entrópia egy elszigetelt rendszer?
Azt állítja, hogy a harmadik főtétele?
Mi a kritériuma annak lehetőségét, spontán áramlás termodinamikai folyamat?
Kinetikája kémiai reakciók
Sebesség és mechanizmusok kémiai reakciók tanulmányok himicheskayakinetika
A reakció sebessége (v) határozza meg a mólszáma anyag (n), a konvertált egységnyi idő (t) egységnyi térfogatra (V)
Állandó térfogaton, az expressziós rendszer (1) átmegy a. v = C / t,
ahol a C - moláris koncentrációja az anyag mol / l .
Amikor a koncentráció a kémiai reakció a kiindulási anyagok csökkenése ( Siskh 0), és a reakciótermékek - növekvő ( Sprod 0), így az értéke v felírható két ekvivalens kifejezések: V = - Ciskh / t = + Cprod / t.
A homogén része a rendszernek (folyékony, szilárd anyag formájában. Gáznemű) fázist nevezzük.
Reakció, amely az olyan rendszer, amely egy fázis nevezett homogén reakció. A reakció, amely az érintett több fázisból, az úgynevezett heterogén.
A reakció sebessége függ az alábbi főbb tényezők: a természet a reagensek, a reagáló anyagok koncentrációit, a hőmérséklet és a katalizátor jelenlétében.
Hatása a reagensek koncentrációjától.
Függése a reakciósebesség a reaktánsok koncentrációja határozza meg a tömeghatás törvénye (ZDM):
kémiai reakció sebessége egyenesen arányos a termék a koncentrációja a reagensek sztöchiometriai arányok a fokozatot, ha az egyenlet a reakciónak megfelelő mechanizmus hosszabbító reakció.
Az általános formája a homogén reakció: aA + bBprodukty
ahol k - a reakció sebességi állandója.
A reakciókat érintő gáz halmazállapotú anyagok igénybe ZDM expressziót PA és PB anyagok parciális nyomása [Pa]: ab
A reakció sebességi állandója megegyezik a reakció sebessége koncentrációban reagenseket egyenlő egységét. A sebességi állandó jellegétől függ az anyagok és a hőmérséklet, de független a koncentrációtól.
A összege a kitevőket koncentrációk (a + b) a kinetikus egyenlet (16) egy elméleti sorrendben reakciót.
1. példa Egy kémiai reakció H2 (g) + I2 (g) 2 HI (z) van egy lépésben az előre és hátra, és annak mechanizmusa a sztöchiometriai egyenletekkel. Hogyan változtassuk meg a reakció sebességének növelésével a nyomás a rendszerben 2-szer?
Szerint ZDM, a határidős reakció sebessége: v = Katt CH2 CI2 (sorrendben reakció = 2)
fordított reakció sebessége: v = kobr C 2 HI (a sorrend reakció = 2).
Amikor a nyomás megnövekszik 2-szeres koncentráció (parciális nyomása) az összes gáz-halmazállapotú anyagok nőtt 2-szer, azaz a az arány a reakció sebessége, miután a nyomás egyenlő a referencia-fordulatszám:
A sztöchiometrikus reakcióegyenlet tükrözi, csak a mennyiségi aránya a reaktánsok és nem mutatja a mechanizmus a folyamatábra. A tényleges folyamat általában sokkal bonyolultabb, mint ez tükröződik a sztöchiometriai egyenletet. Ha kémiai reakció útján megy végbe több közbenső lépések, a teljes reakció sebessége határozza meg a leglassabb (korlátozó) lépésben.
Az első szakasz, amely lassabb, meghatározza az egész reakció kinetikai egyenlet: v = k C 2 NO CH2. a sorrendben a reakció = 3. 4 helyett.
A heterogén rendszert magában foglaló egy kondenzált (szilárd vagy folyékony) fázisú kémiai reakció a határfelületen. A felületi koncentrációja szilárd molekulák (folyadék) anyagi állandó, és ezért a sebessége a heterogén reakcióelegyet függ csak a koncentrációját gáz halmazállapotú anyagok. A kapcsolat a etimkontsentratsii anyagokat, amelyek egy kondenzált fázisban, a kinetikus egyenlet nem tartalmazza.
3. példa heterogén reakcióelegyet CaO (a) + CO2 (g) = CaCO3 (k) által meghatározott kinetikus sebességi egyenlet v = k CCO2.
A hőmérséklet hatása a reakció sebességét.
Növekvő hőmérséklettel a kémiai reakciók sebességének nagyban növeli.
Van egy ökölszabály van't Hoff:
ha a hőmérséklet emelkedik, hogy 10S reakciósebesség (sebességi állandó) növekszik 2 - 4-szer.
Matematikailag van't Hoff szabály felírható a következőképpen:
ahol = 24 - hőmérsékleti együttható.
V1 és V2 (K1 és K2) van a sebesség (sebességi állandó) reakciók
hőmérsékleten T1, illetve T2, T = t2 - t1.
4. példában meg fogja változtatni a reakció sebessége a hőmérséklet emelkedésével akár 30? C, ha a hőmérséklet a reakció sebességi együttható = 3?
T = 30, így a reakció sebessége növekedése vT + 30 / Vt = a 30/10 3 = 27-szer.
Szabály van't Hoff közelíteni. Pontosabban, a hőmérsékletfüggése a reakció sebesség által kifejezett Arrhenius egyenlet. ln k = ln k0 - EAKT / (RT)
ahol k0 - pre-exponenciális faktor,
EAKT - aktiválási energia
R - egyetemes gázállandó.
Aktiválási energia - minimális többlet energia kölcsönható részecskék, a reakcióhoz szükséges (1. ábra a.).
és ábra. 1. A módosítás az energia kérdése
nem-katalitikus (a) és
ref b katalizátor (b) reakciók.
Ismerve a hőmérsékleti együttható () a hőmérséklet-tartományban a T1
T1 T2 = 10, meg tudjuk becsülni az értékét az aktiválási energia a következő egyenlet szerint:
A hőmérséklet növelésével a 10 ° C-száma kölcsönható molekulák energia nagyobb, mint az aktiválási energia nőtt 2 - 4-szer. Ez a hőmérséklet hatását a kémiai reakciók sebességének.
Sok kémiai reakciók, lehetőség van a szempontból a termodinamika, folytassa lassú sebességgel. a reakció sebessége drámaian megnő a bizonyos anyagok jelenléte, bár a sztöchiometriai egyenletekkel reakciót, ezek az anyagok nincsenek jelen.
Ezek az anyagok, amelyek hatással vannak a sebességet a folyamat, de nem hivatalosan részt nevezzük katalizátorok. (Anyagok, amelyek csökkentik a reakció sebességét, az úgynevezett inhibitorok).
Ha a katalizátor ugyanabban a fázisban, mint a reagensek, mondjuk homogén katalízis. Ha a reagensek és a katalizátor különböző fázisokban - a heterogén katalízis.
A reakció sebessége a katalizátor jelenlétében csökkentése fokozza az aktiválási energia (ábra. 1b). Ez növekedéséhez vezet a sebességet, mint a forward és reverz reakciókat. Így nincs változás az A irányába helyettesítési reakciók, valamint a kémiai egyensúlyi állapot, csak növeli a sebességét a létrehozását.
A homogén katalízis katalizátor hatás csökken a kialakulásához intermedierek az első lépésben, és a végső terméket egy katalizátort izoláljuk - a második.
Példa 5. reakciója hidrogén-peroxid H2 O2 bomlás jelenlétében kálium-kromát-K2 CrO4 két stádiumban megy végbe, de a teljes kémiai egyenlet a következőképpen fejezhető ki:
katalizátor, reagáltatjuk az első lépésben, teljes mértékben elkülönített a második (a reakciót a katalizátor nem fogyasztják).
A heterogén katalízis reakcióban a gyorsulás miatt előfordul, hogy az aktiválás a molekulák saját adszorpciója a katalizátor felületén. Elmélet a heterogén katalízis még nem találtak annak befejezését, így a fejlesztés a katalizátorok egy adott folyamat eredményeként a hosszú távú kísérletekben.
A katalizátorok, amelyekre jellemző a szelektivitás (szelektivitás), azaz felgyorsítja egyes folyamatok, kevés hatással van a másik. A különböző katalizátorok jelenlétében, átalakítását az azonos anyagot különböző irányban megy.
6. példa Bomlási etil-alkohol lehet menni három különböző mechanizmus.
Jellegétől függően a katalizátor felgyorsul (kitüntetett áramlási) a megfelelő reakció:
etilén Cu, Ni dietil-éterrel
Kérdések az önvizsgálatra.
Mi az a „kémiai reakció sebessége?”
Egy egyfázisú rendszerben, a diszperziós fok - arra a szintre, molekulák
Egyfázisú rendszer több komponensből nevezett megoldásokat. Ezekben, néhány vagy az összes a komponenseket diszpergáljuk, hogy a szint az atomok, ionok vagy molekulák, amelyek átlagosan egyenletesen elosztva az egész oldat térfogata. Az atomi diszperziót nem figyelhetünk meg fémes (és nem csak a fém) ötvözetek szerkezete úgynevezett szilárd oldatok. Ezek statisztikailag komponenst atomok vannak elrendezve kristályrácsban csomópontok közös.
Egy példa a molekuláris oldatok alkohol oldatok lehet víz, cukor tea, stb
A rendszerek, amelyekben a megfigyelt ionos diszpergáló- legalább az egyik komponens) vannak vezetékek a villamos áram.
Olyan anyagok, amelyek oldatban vagy olvadt állapotban, áramvezetésre, úgynevezett elektrolitok. Elektromos vezetőképesség miatt előfordul, hogy elektrolitikus disszociációja - szétesést elősegítő szert keverve pozitív töltésű ionok (kationok) és negatív ionok (anionok). A disszociációs folyamat által kifejezett kémiai egyenlet (általában)
A kapott ion egyensúlyi jellemzi az egyensúlyi állandó, amely az úgynevezett disszociációs állandó:
ahol Kat m + , An N - , Katn Anm - egyensúlyi koncentrációja kationok, anionok és a disszociálatlan részecskék formájában.
A nagysága állandó dissotsiatsiizavisit otprirody elektrolitot, oldószer és hőmérséklet, Nona zavisitot oldat koncentrációja.
Az erős elektrolitok Kd1. azaz Híg disszociálnak lényegében teljesen (vegyületek ionos típusú csak létezik, mint az ionokra oldatban). Gyenge elektrolitok disszociált az oldatban, és azzal jellemezve, hogy csak részleges disszociációs konstans értékek Kd1.
Ilyen erős és gyenge elektrolitok függeléke 1. Az állandók disszociációja elektrolitok táblázatokban termodinamikai
(Ld. 2. melléklet).
Mnogokislotnye bázisú savak és bázisok disszociál lépésekben. minden egyes egyensúlyi fokozatok jellemzi a disszociációs állandója.