|
Bilang resulta ng pag-aaral ng paksang ito, matututuhan mo ang:
Bilang resulta ng pag-aaral ng paksang ito, matututuhan mo ang:
Mga tanong sa pag-aaral: |
6.1. Enerhiya ng mga proseso ng kemikal
6.1.1. Panloob na enerhiya at enthalpy
Sa anumang proseso, ang batas ng konserbasyon ng enerhiya ay sinusunod:
Q = ∆U + A.
Ang pagkakapantay-pantay na ito ay nangangahulugan na kung ang init Q ay ibinibigay sa system, ito ay ginugugol sa pagpapalit ng panloob na enerhiya Δ U at sa paggawa ng trabaho A.
Panloob na enerhiya Ang sistema ay ang kabuuang reserba nito, kabilang ang enerhiya ng pagsasalin at pag-ikot ng paggalaw ng mga molekula, ang enerhiya ng paggalaw ng mga electron sa mga atomo, ang enerhiya ng pakikipag-ugnayan ng nuclei sa mga electron, nuclei sa nuclei, atbp., i.e. lahat ng uri ng enerhiya, maliban sa kinetic at potensyal na enerhiya ng system sa kabuuan.
Ang gawaing isinagawa ng system sa panahon ng paglipat mula sa estado 1, na nailalarawan sa dami ng V 1, hanggang sa estado 2 (volume V 2) sa patuloy na presyon(trabaho sa pagpapalawak), ay katumbas ng:
A \u003d p (V 2 - V 1).
Sa pare-parehong presyon (р=const), na isinasaalang-alang ang expression para sa pagpapalawak ng trabaho, ang batas sa pagtitipid ng enerhiya ay isusulat tulad ng sumusunod:
Q \u003d (U 2 + pV 2) - (U 1 + pV 1).
Ang kabuuan ng panloob na enerhiya ng isang sistema at ang produkto ng dami at presyon nito ay tinatawag enthalpy H:
Dahil ang eksaktong halaga ng panloob na enerhiya ng system ay hindi alam, ang mga ganap na halaga ng mga enthalpi ay hindi rin maaaring makuha. pang-agham na kahalagahan mayroon at praktikal na gamit hanapin ang mga pagbabago sa enthalpies Δ N.
Ang panloob na enerhiya U at enthalpy H ay mga tungkulin ng estado mga sistema. Ang mga function ng estado ay tulad ng mga katangian ng system, ang mga pagbabago kung saan ay tinutukoy lamang ng pangwakas at paunang estado ng system, i.e. ay independiyente sa landas ng proseso.
6.1.2. Exo- at endothermic na mga proseso
Ang daloy ng mga reaksiyong kemikal ay sinamahan ng pagsipsip o pagpapalabas ng init. exothermic tinatawag na isang reaksyon na nagpapatuloy sa paglabas ng init sa kapaligiran, A endothermic- sa pagsipsip ng init mula sa kapaligiran.
Maraming proseso sa industriya at sa laboratory practice ang nagpapatuloy sa pare-parehong presyon at temperatura (T=const, p=const). Ang katangian ng enerhiya ng mga prosesong ito ay ang pagbabago sa enthalpy:
Q P \u003d -Δ N.
Para sa mga prosesong nagaganap sa pare-parehong dami at temperatura (T=const, V=const) Q V =-Δ U.
Para sa mga exothermic na reaksyon Δ H< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Halimbawa,
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 = -802kJ.
Ang mga equation ng kemikal kung saan ang thermal effect ng reaksyon ay karagdagang ipinahiwatig (ang halaga ng proseso ng DH), pati na rin ang estado ng pagsasama-sama ng mga sangkap at temperatura, ay tinatawag thermochemical mga equation.
Sa mga thermochemical equation, ang phase state at allotropic modification ng mga reagents at mga nabuong substance ay nabanggit: d - gaseous, g - liquid, k - crystalline; S (rhombus), S (monocle), C (graphite), C (brilyante), atbp.
6.1.3. Thermochemistry; Batas ni Hess
Energy phenomena na kasama ng mga pisikal at kemikal na proseso ng pag-aaral thermochemistry. Ang pangunahing batas ng thermochemistry ay ang batas na binuo ng Russian scientist na si G.I. Hess noong 1840.
Batas ni Hess: ang pagbabago sa enthalpy ng proseso ay nakasalalay sa uri at estado ng mga panimulang materyales at mga produkto ng reaksyon, ngunit hindi nakasalalay sa landas ng proseso.
Kapag isinasaalang-alang ang mga thermochemical effect, ang expression na "process enthalpy" ay kadalasang ginagamit sa halip na ang konsepto ng "pagbabago sa enthalpy ng proseso", ibig sabihin sa pamamagitan ng konseptong ito ang halaga Δ H. Ito ay hindi tamang gamitin ang konsepto ng "heat effect ng ang proseso” kapag bumubuo ng batas ng Hess, dahil ang halagang Q sa pangkalahatan ay hindi isang function ng estado . Tulad ng nabanggit sa itaas, lamang sa isang pare-pareho ang presyon Q P =-Δ N (sa isang pare-pareho ang dami Q V =-Δ U).
Kaya, ang pagbuo ng PCl 5 ay maaaring isaalang-alang bilang isang resulta ng pakikipag-ugnayan mga simpleng sangkap:
P (c, puti) + 5/2Cl 2 (g) = PCl 5 (c); Δ H 1,
o bilang resulta ng prosesong nagaganap sa ilang yugto:
P (k, puti) + 3/2Cl 2 (g) = PCl 3 (g); Δ H 2,
PCl 3 (g) + Cl 2 (g) \u003d PCl 5 (c); Δ H 3,
o sa kabuuan:
P (c, puti) + 5/2Cl 2 (g) = PCl 5 (c); Δ H 1 \u003d Δ H 2 + Δ H 3.
6.1.4. Mga enthalpies ng pagbuo ng mga sangkap
Ang enthalpy ng pagbuo ay ang enthalpy ng proseso ng pagbuo ng isang sangkap sa isang naibigay na estado ng pagsasama-sama mula sa mga simpleng sangkap na nasa matatag na pagbabago. Ang enthalpy ng pagbuo ng sodium sulfate, halimbawa, ay ang enthalpy ng reaksyon:
2Na (c) + S (rhombus) + 2O 2 (g) \u003d Na 2 SO 4 (c).
Ang enthalpy ng pagbuo ng mga simpleng sangkap ay zero.
Dahil ang thermal effect ng isang reaksyon ay nakasalalay sa estado ng mga sangkap, temperatura, at presyon, napagkasunduan itong gamitin sa mga kalkulasyon ng thermochemical. karaniwang enthalpies ng pagbuo ay ang enthalpies ng pagbuo ng mga substance na nasa isang partikular na temperatura sa karaniwang kondisyon. Bilang isang karaniwang estado para sa mga sangkap sa isang condensed na estado, ang tunay na estado ng sangkap sa isang ibinigay na temperatura at presyon ng 101.325 kPa (1 atm) ay kinuha. Ang mga reference book ay karaniwang nagbibigay ng mga karaniwang enthalpies ng pagbuo ng mga substance sa temperatura na 25 o C (298K), tinutukoy ang 1 mol ng isang substance (Δ H f o 298). Ang mga karaniwang enthalpies ng pagbuo ng ilang mga sangkap sa T=298K ay ibinibigay sa Talahanayan. 6.1.
Talahanayan 6.1.
Mga karaniwang enthalpies ng pagbuo (Δ H f o 298) ng ilang mga sangkap
sangkap |
Δ H f o 298, kJ/mol |
sangkap |
Δ H f o 298, kJ/mol |
Mga karaniwang enthalpies ng pagbuo ng karamihan kumplikadong mga sangkap ay mga negatibong halaga. Para sa isang maliit na bilang ng mga hindi matatag na sangkap, Δ H f o 298 > 0. Ang mga naturang sangkap, sa partikular, ay kinabibilangan ng nitric oxide (II) at nitric oxide (IV), Talahanayan 6.1.
6.1.5. Pagkalkula ng mga thermal effect ng mga reaksiyong kemikal
Upang kalkulahin ang mga enthalpies ng mga proseso, ang isang kinahinatnan ng batas ng Hess ay ginagamit: ang enthalpy ng reaksyon ay katumbas ng kabuuan ng mga enthalpy ng pagbuo ng mga produkto ng reaksyon minus ang kabuuan ng mga enthalpy ng pagbuo ng mga panimulang sangkap, na isinasaalang-alang. ang stoichiometric coefficients .
Kalkulahin ang enthalpy ng agnas ng calcium carbonate. Ang proseso ay inilalarawan ng sumusunod na equation:
CaCO 3 (c) \u003d CaO (c) + CO 2 (g).
Ang enthalpy ng reaksyong ito ay magiging katumbas ng kabuuan ng mga enthalpi ng pagbuo ng calcium oxide at carbon dioxide minus ang enthalpy ng pagbuo ng calcium carbonate:
Δ H o 298 \u003d Δ H f o 298 (CaO (c)) + Δ H f o 298 (CO 2 (g)) - Δ H f o 298 (CaCO 3 (c)).
Gamit ang datos sa Talahanayan 6.1. makuha namin:
Δ H o 298 = - 635.1 -393.5 + 1206.8 = + 178.2 kJ.
Ito ay sumusunod mula sa nakuha na data na ang itinuturing na reaksyon ay endothermic, i.e. nagpapatuloy sa pagsipsip ng init.
CaO (c) + CO 2 (c) \u003d CaCO 3 (c)
Sinamahan ng paglabas ng init. Ang enthalpy nito ay magiging katumbas ng
Δ H o 298 = -1206.8 + 635.1 + 393.5 = -178.2 kJ.
6.2. Ang bilis ng mga reaksiyong kemikal
6.2.1. Ang konsepto ng rate ng reaksyon
Ang sangay ng kimika na tumatalakay sa bilis at mekanismo ng mga reaksiyong kemikal ay tinatawag kinetika ng kemikal. Ang isa sa mga pangunahing konsepto sa chemical kinetics ay ang rate ng isang kemikal na reaksyon.
Ang rate ng isang kemikal na reaksyon ay tinutukoy ng pagbabago sa konsentrasyon ng mga tumutugon na sangkap sa bawat yunit ng oras sa isang pare-parehong dami ng system.
Isipin mo susunod na proseso:
Hayaan sa isang punto sa oras t 1 ang konsentrasyon ng sangkap A ay katumbas ng halaga c 1, at sa sandaling ito t 2 - ang halaga c 2 . Sa paglipas ng panahon mula t 1 hanggang t 2, ang pagbabago sa konsentrasyon ay magiging Δ c \u003d c 2 - c 1. Ang average na rate ng reaksyon ay:
Ang minus sign ay inilalagay dahil habang nagpapatuloy ang reaksyon (Δ t> 0), bumababa ang konsentrasyon ng sangkap (Δ c< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.
Ang rate ng isang kemikal na reaksyon ay nakasalalay sa likas na katangian ng mga reactant at sa mga kondisyon ng reaksyon: konsentrasyon, temperatura, pagkakaroon ng isang katalista, presyon (para sa mga reaksyon ng gas) at ilang iba pang mga kadahilanan. Sa partikular, na may pagtaas sa lugar ng pakikipag-ugnay ng mga sangkap, tumataas ang rate ng reaksyon. Tumataas din ang rate ng reaksyon sa pagtaas ng rate ng pagpapakilos ng mga reactant.
Numerical na halaga Ang rate ng reaksyon ay nakasalalay din sa kung aling bahagi ang ginagamit upang kalkulahin ang rate ng reaksyon. Halimbawa, ang bilis ng proseso
H 2 + I 2 \u003d 2HI,
kinakalkula mula sa pagbabago sa konsentrasyon ng HI ay dalawang beses ang rate ng reaksyon na kinakalkula mula sa pagbabago sa konsentrasyon ng mga reagents H 2 o I 2 .
6.2.2. Pag-asa ng rate ng reaksyon sa konsentrasyon; kaayusan at molekularidad ng reaksyon
Ang pangunahing batas ng kinetika ng kemikal ay batas ng aksyong masa- nagtatatag ng pag-asa ng rate ng reaksyon sa konsentrasyon ng mga reactant.
Ang rate ng reaksyon ay proporsyonal sa produkto ng mga konsentrasyon ng mga reactant. Para sa isang reaksyon na nakasulat sa pangkalahatang pananaw Paano
aA + bB = cC + dD,
ang pag-asa ng rate ng reaksyon sa konsentrasyon ay may anyo:
v = k [A] α [B] β .
Sa kinetic equation na ito, ang k ay ang proportionality factor, na tinatawag palagiang rate; Ang [A] at [B] ay ang mga konsentrasyon ng mga sangkap A at B. Ang bilis ng reaksyon na pare-parehong k ay nakasalalay sa likas na katangian ng mga tumutugon na sangkap at sa temperatura, ngunit hindi nakasalalay sa kanilang mga konsentrasyon. Ang mga coefficient α at β ay matatagpuan mula sa pang-eksperimentong data.
Ang kabuuan ng mga exponent sa kinetic equation ay tinatawag na kabuuan sa ayos mga reaksyon. Mayroon ding partikular na pagkakasunud-sunod ng reaksyon sa isa sa mga sangkap. Halimbawa, para sa reaksyon
H 2 + C1 2 \u003d 2 HC1
Ang kinetic equation ay ganito ang hitsura:
v = k 1/2,
mga. pangkalahatang kaayusan ay katumbas ng 1.5 at ang mga order ng reaksyon para sa mga sangkap na H 2 at C1 2 ay katumbas ng 1 at 0.5, ayon sa pagkakabanggit.
Molekularidad Ang reaksyon ay tinutukoy ng bilang ng mga particle, ang sabay-sabay na banggaan kung saan ay ang elementarya na pagkilos ng pakikipag-ugnayan ng kemikal. Elementarya na gawa (elementarya na yugto)- isang solong pagkilos ng pakikipag-ugnayan o pagbabago ng mga particle (molekula, ion, radical) sa iba pang mga particle. Para sa mga elementarya na reaksyon, ang molekularidad at pagkakasunud-sunod ng reaksyon ay pareho. Kung ang proseso ay multi-stage at samakatuwid ang equation ng reaksyon ay hindi nagbubunyag ng mekanismo ng proseso, ang pagkakasunud-sunod ng reaksyon ay hindi nag-tutugma sa molecularity nito.
Ang mga reaksiyong kemikal ay nahahati sa simple (iisang yugto) at kumplikado, na nagaganap sa ilang yugto.
Reaksyon ng monomolecular ay isang reaksyon kung saan ang elementarya ay isang kemikal na pagbabagong-anyo ng isang molekula. Halimbawa:
CH 3 CHO (g) \u003d CH 4 (g) + CO (g).
Bimolecular na reaksyon- isang reaksyon kung saan isinasagawa ang elementarya kapag nagbanggaan ang dalawang particle. Halimbawa:
H 2 (g) + I 2 (g) \u003d 2 HI (g).
trimolecular na reaksyon- isang simpleng reaksyon, ang elementarya na pagkilos na kung saan ay isinasagawa sa sabay-sabay na banggaan ng tatlong molekula. Halimbawa:
2NO (g) + O 2 (g) \u003d 2 NO 2 (g).
Ito ay itinatag na ang sabay-sabay na banggaan ng higit sa tatlong mga molekula, na humahantong sa pagbuo ng mga produkto ng reaksyon, ay halos imposible.
Ang batas ng mass action ay hindi nalalapat sa mga reaksyon na kinasasangkutan ng mga solido, dahil ang kanilang mga konsentrasyon ay pare-pareho at ang mga ito ay tumutugon lamang sa ibabaw. Ang rate ng naturang mga reaksyon ay depende sa laki ng contact surface sa pagitan ng mga reactant.
6.2.3. Pagdepende sa temperatura ng rate ng reaksyon
Ang bilis ng mga reaksiyong kemikal ay tumataas sa pagtaas ng temperatura. Ang pagtaas na ito ay sanhi ng pagtaas ng kinetic energy ng mga molekula. Noong 1884, binuo ng Dutch chemist na si van't Hoff ang panuntunan: para sa bawat 10 degrees na pagtaas sa temperatura, ang rate ng mga reaksiyong kemikal ay tumataas ng 2-4 na beses.
Ang panuntunan ni Van't Hoff ay isinulat bilang:
,
kung saan ang V t 1 at V t 2 ay ang mga rate ng reaksyon sa mga temperatura t 1 at t 2; γ - temperatura koepisyent ng bilis, katumbas ng 2 - 4.
Ang panuntunan ng van't Hoff ay ginagamit upang tantiyahin ang epekto ng temperatura sa bilis ng reaksyon. Ang isang mas tumpak na equation na naglalarawan sa pag-asa ng pare-pareho ang rate ng reaksyon sa temperatura ay iminungkahi noong 1889 ng Swedish scientist na si S. Arrhenius:
.
Sa Arrhenius equation, ang A ay isang pare-pareho, ang E ay ang activation energy (J/mol); Ang T ay temperatura, K.
Ayon kay Arrhenius, hindi lahat ng banggaan ng mga molekula ay humahantong sa mga pagbabagong kemikal. Tanging ang mga molekula na may ilang labis na enerhiya ang makakapag-react. Ang sobrang enerhiyang ito na dapat magkaroon ng nagbabanggaan na mga particle upang magkaroon ng reaksyon sa pagitan nila ay tinatawag activation energy.
6.3. Ang konsepto ng catalysis at catalysts
Ang katalista ay isang sangkap na nagbabago sa bilis ng isang reaksiyong kemikal ngunit nananatiling hindi nagbabago sa kemikal sa pagtatapos ng reaksyon.
Ang ilang mga catalyst ay nagpapabilis sa reaksyon, habang ang iba, ay tinawag mga inhibitor, dahan-dahan ito. Halimbawa, ang pagdaragdag ng isang maliit na halaga ng MnO 2 bilang isang katalista sa hydrogen peroxide H2O2 ay nagiging sanhi ng mabilis na pagkabulok:
2 H 2 O 2 - (MnO 2) 2 H 2 O + O 2.
Sa pagkakaroon ng maliit na halaga ng sulfuric acid, ang isang pagbawas sa rate ng agnas ng H 2 O 2 ay sinusunod. Sa ganitong reaksyon sulpuriko acid gumaganap bilang isang inhibitor.
Depende sa kung ang katalista ay nasa parehong yugto ng mga reactant o bumubuo ng isang independiyenteng yugto, mayroong homogenous At heterogenous catalysis.
homogenous catalysis
Sa kaso ng homogenous catalysis, ang mga reactant at ang catalyst ay nasa parehong yugto, halimbawa, gas. Ang mekanismo ng pagkilos ng katalista ay batay sa katotohanan na ito ay nakikipag-ugnayan sa mga reactant upang bumuo ng mga intermediate compound.
Isaalang-alang ang mekanismo ng pagkilos ng katalista. Sa kawalan ng isang katalista, ang reaksyon
Napakabagal ng daloy nito. Ang katalista ay bumubuo kasama ang mga panimulang materyales (halimbawa, may sangkap B) isang reaktibong intermediate na produkto:
na masiglang tumutugon sa isa pang panimulang materyal upang mabuo ang panghuling produkto ng reaksyon:
VK + A \u003d AB + K.
Nagaganap ang homogenous catalysis, halimbawa, sa proseso ng oksihenasyon ng sulfur(IV) oxide sa sulfur(VI) oxide, na nangyayari sa pagkakaroon ng nitrogen oxides.
homogenous na reaksyon
2 SO 2 + O 2 \u003d 2 SO 3
sa kawalan ng isang katalista ay napakabagal. Ngunit kapag ang isang katalista (NO) ay ipinakilala, isang intermediate compound (NO2) ay nabuo:
O 2 + 2 HINDI \u003d 2 NO 2,
na madaling mag-oxidize ng SO 2:
HINDI 2 + SO 2 \u003d SO 3 + NO.
Ang enerhiya ng pag-activate ng huling proseso ay napakababa, kaya ang reaksyon ay nagpapatuloy sa isang mataas na rate. Kaya, ang pagkilos ng mga catalyst ay nabawasan sa isang pagbawas sa activation energy ng reaksyon.
heterogenous catalysis
Sa heterogenous catalysis, ang catalyst at reactants ay nasa iba't ibang phase. Ang katalista ay karaniwang nasa solid at ang mga reactant sa likido o mga estado ng gas. Sa heterogenous catalysis, ang acceleration ng proseso ay karaniwang nauugnay sa catalytic effect ng catalyst surface.
Ang mga catalyst ay naiiba sa selectivity (selectivity) ng pagkilos. Kaya, halimbawa, sa pagkakaroon ng isang aluminum oxide catalyst Al 2 O 3 sa 300 o C mula sa ethyl alcohol tumanggap ng tubig at ethylene:
C 2 H 5 OH - (Al 2 O 3) C 2 H 4 + H 2 O.
Sa parehong temperatura, ngunit sa pagkakaroon ng tanso Cu bilang isang katalista, ang ethyl alcohol ay dehydrogenated:
C 2 H 5 OH - (Cu) CH 3 CHO + H 2.
Ang maliit na halaga ng ilang mga sangkap ay binabawasan o kahit na ganap na sumisira sa aktibidad ng mga catalysts (catalyst poisoning). Ang mga naturang sangkap ay tinatawag catalytic poisons. Halimbawa, ang oxygen ay nagiging sanhi ng mababalik na pagkalason ng iron catalyst sa synthesis ng NH 3 . Ang aktibidad ng katalista ay maaaring maibalik sa pamamagitan ng pagpasa ng sariwang pinaghalong nitrogen at hydrogen na nalinis mula sa oxygen. Ang asupre ay nagdudulot ng hindi maibabalik na pagkalason ng katalista sa synthesis ng NH 3 . Ang aktibidad nito ay hindi na maibabalik sa pamamagitan ng pagpasa ng sariwang timpla ng N 2 +H 2 .
Ang mga sangkap na nagpapahusay sa pagkilos ng mga catalyst ay tinatawag mga promotor, o mga activator(halimbawa, ang promosyon ng mga platinum catalysts, ay isinasagawa sa pamamagitan ng pagdaragdag ng bakal o aluminyo).
Ang mekanismo ng heterogenous catalysis ay mas kumplikado. Upang ipaliwanag ito, ginagamit ang teorya ng adsorption ng catalysis. Ang ibabaw ng katalista ay heterogenous, kaya mayroon itong tinatawag na mga aktibong sentro. Ang mga reacting substance ay na-adsorbed sa mga aktibong site. Ang huling proseso ay nagiging sanhi ng paglapit ng mga tumutugon na molekula at pagtaas ng kanilang aktibidad sa kemikal, dahil ang bono sa pagitan ng mga atomo ng mga adsorbed na molekula ay humina, ang distansya sa pagitan ng mga atomo ay tumataas.
Sa kabilang banda, pinaniniwalaan na ang pabilis na epekto ng isang katalista sa heterogenous catalysis ay dahil sa ang katunayan na ang mga reactant ay bumubuo ng mga intermediate compound (tulad ng sa kaso ng homogeneous catalysis), na humahantong sa isang pagbawas sa activation energy.
6.4. Ekwilibriyong kemikal
Hindi maibabalik at mababalik na mga reaksyon
Ang mga reaksyon na nagpapatuloy sa isang direksyon lamang at nagtatapos sa kumpletong pagbabago ng mga panimulang sangkap sa mga huling sangkap ay tinatawag na hindi maibabalik.
Hindi maibabalik, i.e. nagpapatuloy hanggang sa wakas ay mga reaksyon kung saan
Ang mga reaksiyong kemikal na maaaring pumunta sa magkasalungat na direksyon ay tinatawag na mababalik. Ang mga karaniwang nababaligtad na reaksyon ay ang mga reaksyon ng ammonia synthesis at oksihenasyon ng sulfur(IV) oxide sa sulfur(VI) oxide:
N 2 + 3 H 2 2 NH 3,
2 SO 2 + O 2 2 SO 3 .
Kapag isinusulat ang mga equation ng nababaligtad na mga reaksyon, sa halip na ang pantay na tanda, ilagay ang dalawang arrow na tumuturo sa magkasalungat na direksyon.
Sa mga nababaligtad na reaksyon, ang rate ng direktang reaksyon sa unang sandali ng oras ay may pinakamataas na halaga, na bumababa habang bumababa ang konsentrasyon ng mga paunang reagents. Sa kabaligtaran, ang kabaligtaran na reaksyon sa una ay mayroon pinakamababang bilis, na tumataas habang tumataas ang konsentrasyon ng mga produkto. Bilang resulta, darating ang isang sandali kapag ang mga rate ng pasulong at pabalik na mga reaksyon ay magiging pantay at ang sistema ay nakatakda sa ekwilibriyo ng kemikal.
Ekwilibriyong kemikal
Ang estado ng isang sistema ng mga reactant kung saan ang rate ng pasulong na reaksyon ay nagiging katumbas ng rate ng reverse reaction ay tinatawag na chemical equilibrium.
Ang ekwilibriyong kemikal ay tinatawag ding totoong ekwilibriyo. Bilang karagdagan sa pagkakapantay-pantay ng mga rate ng pasulong at baligtad na mga reaksyon, ang tunay na (kemikal) ekwilibriyo ay nailalarawan sa pamamagitan ng ang mga sumusunod na palatandaan:
- ang estado ng sistema ay pareho kahit saang panig ang sistema ay lumalapit sa ekwilibriyo mula sa - mula sa gilid ng mga panimulang sangkap o mula sa gilid ng mga produkto ng reaksyon.
ang immutability ng estado ng system ay sanhi ng daloy ng direkta at reverse reactions, iyon ay, ang equilibrium state ay dynamic;
ang estado ng sistema ay nananatiling hindi nagbabago sa oras kung walang panlabas na impluwensya sa sistema;
anumang panlabas na impluwensya ay nagdudulot ng pagbabago sa ekwilibriyo ng sistema; gayunpaman, kung ang panlabas na impluwensya ay aalisin, ang sistema ay babalik sa orihinal nitong estado muli;
dapat ibahin sa tunay maliwanag na balanse. Kaya, halimbawa, ang isang halo ng oxygen at hydrogen sa isang saradong sisidlan sa temperatura ng silid ay maaaring maiimbak sa loob ng mahabang panahon. Gayunpaman, ang pagsisimula ng reaksyon (electric discharge, pag-iilaw ng ultraviolet, pagtaas ng temperatura) ay nagdudulot ng hindi maibabalik na reaksyon upang bumuo ng tubig.
6.5. Prinsipyo ni Le Chatelier
Ang impluwensya ng mga pagbabago sa mga panlabas na kondisyon sa posisyon ng ekwilibriyo ay tinutukoy ng Prinsipyo ng Le Chatel e (France, 1884): kung ang isang sistema sa ekwilibriyo ay sasailalim sa ilang panlabas na pagkilos, kung gayon ang ekwilibriyo sa sistema ay lilipat sa direksyon ng pagpapahina ng epektong ito.
Ang prinsipyo ng Le Chatelier ay nalalapat hindi lamang sa mga proseso ng kemikal, ngunit gayundin sa mga pisikal, tulad ng pagkulo, pagkikristal, paglusaw, atbp.
Isaalang-alang ang impluwensya ng iba't ibang salik sa ekwilibriyo ng kemikal gamit ang reaksyon ng ammonia synthesis bilang isang halimbawa:
N 2 + 3 H 2 2 NH 3; ΔH = -91.8 kJ.
Epekto ng konsentrasyon sa ekwilibriyong kemikal.
Alinsunod sa prinsipyo ng Le Chatelier, ang pagtaas sa konsentrasyon ng mga paunang sangkap ay nagbabago ng balanse patungo sa pagbuo ng mga produkto ng reaksyon. Ang pagtaas sa konsentrasyon ng mga produkto ng reaksyon ay nagbabago ng balanse patungo sa pagbuo ng mga panimulang sangkap.
Sa proseso ng ammonia synthesis na isinasaalang-alang sa itaas, ang pagpapakilala ng mga karagdagang halaga ng N 2 o H 2 sa equilibrium system ay nagdudulot ng pagbabago sa equilibrium sa direksyon kung saan bumababa ang konsentrasyon ng mga sangkap na ito, samakatuwid, ang equilibrium ay lumilipat patungo sa pagbuo ng NH3. Ang pagtaas ng konsentrasyon ng ammonia ay nagbabago ng balanse patungo sa mga panimulang materyales.
Ang isang katalista ay nagpapabilis ng parehong pasulong at pabalik na mga reaksyon nang pantay-pantay, kaya ang pagpapakilala ng isang katalista ay hindi nakakaapekto sa ekwilibriyong kemikal.
Epekto ng Temperatura sa Chemical Equilibrium
Habang tumataas ang temperatura, lumilipat ang equilibrium patungo sa isang endothermic na reaksyon, at habang bumababa ang temperatura, lumilipat ito patungo sa isang exothermic na reaksyon.
Ang antas ng equilibrium shift ay tinutukoy ng ganap na halaga ng thermal effect: mas malaki ang halaga ng ΔH ng reaksyon, mas malaki ang epekto ng temperatura.
Sa reaksyon ng ammonia synthesis na isinasaalang-alang, ang pagtaas ng temperatura ay maglilipat ng balanse patungo sa mga panimulang materyales.
Epekto ng presyon sa ekwilibriyo ng kemikal
Ang isang pagbabago sa presyon ay nakakaapekto sa chemical equilibrium na may partisipasyon ng mga gaseous substance. Ayon sa prinsipyo ng Le Chatelier, ang pagtaas ng presyon ay naglilipat ng balanse patungo sa isang reaksyon na nagpapatuloy sa pagbaba sa dami ng mga gas na sangkap, at ang pagbaba ng presyon ay naglilipat ng ekwilibriyo patungo sa kabaligtaran. Ang reaksyon ng ammonia synthesis ay nagpapatuloy sa pagbaba sa dami ng system (may apat na volume sa kaliwang bahagi ng equation, at dalawang volume sa kanan). Samakatuwid, ang pagtaas ng presyon ay nagbabago ng balanse patungo sa pagbuo ng ammonia. Ang pagbaba ng presyon ay maglilipat ng ekwilibriyo sa reverse side. Kung sa equation nababaligtad na reaksyon ang bilang ng mga molekula ng mga gas na sangkap sa kanan at kaliwang bahagi ay pantay (ang reaksyon ay nagpapatuloy nang hindi binabago ang dami ng mga gas na sangkap), kung gayon ang presyon ay hindi nakakaapekto sa posisyon ng balanse sa sistemang ito.
Ang lahat ng mga pamamaraan para sa pagkalkula ng mga thermal effect ay batay sa Kirchhoff equation sa integral form.
Kadalasan, ang karaniwang 298.15K ay ginagamit bilang unang temperatura.
Ang lahat ng mga pamamaraan para sa pagkalkula ng mga thermal effect ay nabawasan sa mga paraan ng pagkuha ng integral ng kanang bahagi ng equation.
Mga pamamaraan para sa pagkuha ng integral:
I. Ayon sa average na kapasidad ng init. Ang pamamaraang ito ay ang pinakasimple at hindi gaanong tumpak. Sa kasong ito, ang expression sa ilalim ng integral sign ay pinalitan ng pagbabago sa average na kapasidad ng init, na hindi nakasalalay sa temperatura sa napiling hanay.
Ang mga average na kapasidad ng init ay itinatala at sinusukat para sa karamihan ng mga reaksyon. Madali silang kalkulahin mula sa reference data.
II. Ayon sa tunay na kapasidad ng init. (gamit ang serye ng temperatura)
Sa pamamaraang ito, ang pagsasama ng kapasidad ng init at isinulat bilang isang serye ng temperatura:
III. Ayon sa mataas na temperatura na mga bahagi ng enthalpy. Ang pamamaraang ito ay naging laganap sa pag-unlad teknolohiya ng rocket kapag kinakalkula ang mga thermal effect ng mga reaksiyong kemikal sa mataas na temperatura. Ito ay batay sa kahulugan ng isobaric heat capacity:
Ang mataas na temperatura na bahagi ng enthalpy. Ipinapakita nito kung gaano magbabago ang enthalpy ng isang indibidwal na substance kapag pinainit ito ng isang tiyak na bilang ng mga degree.
Para sa isang kemikal na reaksyon sumulat kami:
kaya:
Lecture number 3.
Plano ng lecture:
1. II batas ng thermodynamics, kahulugan, mathematical notation.
2. Pagsusuri ng ikalawang batas ng thermodynamics
3. Pagkalkula ng pagbabago ng entropy sa ilang mga proseso
dito at sa ibaba ng mga index i sumangguni sa mga panimulang sangkap o reagents, at ang mga indeks j- sa mga huling sangkap o produkto ng reaksyon; at ang mga stoichiometric coefficient sa equation ng reaksyon para sa mga panimulang materyales at mga produkto ng reaksyon, ayon sa pagkakabanggit.
Halimbawa: Kalkulahin natin ang thermal effect ng reaksyon ng synthesis ng methanol sa ilalim ng mga karaniwang kondisyon.
Solusyon: Para sa mga kalkulasyon, gagamitin namin ang sangguniang data sa karaniwang init ng pagbuo ng mga sangkap na kasangkot sa reaksyon (tingnan ang Talahanayan 44 sa pahina 72 ng sangguniang aklat).
Ang thermal effect ng reaksyon ng methanol synthesis sa ilalim ng mga karaniwang kondisyon, ayon sa unang kinahinatnan ng batas ng Hess (equation 1.15), ay:
Kapag kinakalkula ang mga thermal effect ng mga kemikal na reaksyon, dapat itong isaalang-alang na ang thermal effect ay nakasalalay sa estado ng pagsasama-sama reagents at ang uri ng record equation ng kemikal mga reaksyon:
Ayon sa pangalawang corollary ng batas ni Hess, ang thermal effect ay maaaring kalkulahin gamit ang heats of combustion. ∆ c H, bilang pagkakaiba sa pagitan ng mga kabuuan ng init ng pagkasunog ng mga paunang sangkap at mga produkto ng reaksyon (isinasaalang-alang ang mga stoichiometric coefficients):
kung saan ∆ r C p- nailalarawan ang pagbabago sa isobaric na kapasidad ng init ng sistema bilang resulta ng isang kemikal na reaksyon at tinatawag na koepisyent ng temperatura ng epekto ng init ng reaksyon.
Ito ay sumusunod mula sa Kirchhoff differential equation na ang dependence ng thermal effect sa temperatura ay tinutukoy ng sign Δ r C p, ibig sabihin. depende sa kung alin ang mas malaki, ang kabuuang kapasidad ng init ng mga panimulang materyales o ang kabuuang kapasidad ng init ng mga produkto ng reaksyon. Suriin natin ang Kirchhoff differential equation.
1. Kung ang temperatura coefficient Δ r C p> 0, pagkatapos ay ang derivative 
> 0 at function 
dumarami. Samakatuwid, ang thermal effect ng reaksyon ay tumataas sa pagtaas ng temperatura.
2. Kung ang temperatura coefficient Δ r C p< 0, то производная 
< 0 и функция 
bumababa. Samakatuwid, ang thermal effect ng reaksyon ay bumababa sa pagtaas ng temperatura.
3. Kung ang temperatura koepisyent Δ r C p= 0, pagkatapos ay ang derivative 
= 0 at 
. Samakatuwid, ang thermal effect ng reaksyon ay hindi nakasalalay sa temperatura. Ang kasong ito ay hindi nangyayari sa pagsasanay.
Ang mga differential equation ay maginhawa para sa pagsusuri, ngunit hindi maginhawa para sa mga kalkulasyon. Upang makakuha ng equation para sa pagkalkula ng init na epekto ng isang kemikal na reaksyon, isinasama namin ang Kirchhoff differential equation sa pamamagitan ng paghahati ng mga variable:
Ang mga kapasidad ng init ng mga sangkap ay nakasalalay sa temperatura, samakatuwid, at 
. Gayunpaman, sa hanay ng mga temperatura na karaniwang ginagamit sa mga proseso ng kemikal-teknolohiya, ang pag-asa na ito ay hindi makabuluhan. Para sa mga praktikal na layunin, ang average na kapasidad ng init ng mga sangkap ay ginagamit sa hanay ng temperatura mula 298 K hanggang sa isang naibigay na temperatura. 
ibinigay sa mga sangguniang aklat. Ang koepisyent ng temperatura ng thermal effect na kinakalkula gamit ang mga average na kapasidad ng init:
Halimbawa: Kalkulahin natin ang epekto ng init ng reaksyon ng synthesis ng methanol sa temperatura na 1000 K at karaniwang presyon.
Solusyon: Para sa mga kalkulasyon, gagamitin namin ang sangguniang data sa average na kapasidad ng init ng mga sangkap na kasangkot sa reaksyon sa hanay ng temperatura mula 298 K hanggang 1000 K (tingnan ang Talahanayan 40 sa pahina 56 ng sangguniang aklat):
Pagbabago sa average na kapasidad ng init ng system bilang resulta ng isang kemikal na reaksyon:
Pangalawang batas ng thermodynamics
Ang isa sa pinakamahalagang gawain ng chemical thermodynamics ay upang ipaliwanag ang pangunahing posibilidad (o imposibilidad) ng kusang paglitaw ng isang kemikal na reaksyon sa direksyon na isinasaalang-alang. Sa mga kasong iyon kapag naging malinaw na ang pakikipag-ugnayan ng kemikal na ito ay maaaring mangyari, kinakailangan upang matukoy ang antas ng conversion ng mga panimulang materyales at ang ani ng mga produkto ng reaksyon, iyon ay, ang pagkakumpleto ng reaksyon.
Ang direksyon ng kusang proseso ay maaaring matukoy batay sa pangalawang batas o simula ng thermodynamics, na binuo, halimbawa, sa anyo ng Clausius postulate:
Ang init mismo ay hindi maaaring pumasa mula sa isang malamig na katawan patungo sa isang mainit, iyon ay, ang gayong proseso ay imposible, ang tanging resulta nito ay ang paglipat ng init mula sa isang katawan na may mas mababang temperatura sa isang katawan na may mas mataas na temperatura.
Maraming mga pormulasyon ng ikalawang batas ng thermodynamics ang iminungkahi. Ang pagbabalangkas ng Thomson-Planck:
Imposible perpetual motion machine ng pangalawang uri, ibig sabihin, ang gayong pana-panahong operating machine ay imposible, na magpapahintulot sa pagkuha ng trabaho lamang sa pamamagitan ng paglamig sa pinagmumulan ng init.
Ang matematikal na pagbabalangkas ng ikalawang batas ng thermodynamics ay lumitaw sa pagsusuri ng pagpapatakbo ng mga heat engine sa mga gawa ni N. Carnot at R. Clausius.
Ipinakilala ni Clausius ang function ng estado S, na tinatawag na entropy, ang pagbabago nito ay katumbas ng init ng nababaligtad na proseso, tinutukoy ang temperatura
Para sa anumang proseso
 | (1.22) |
Ang resultang expression ay isang mathematical expression ng pangalawang batas ng thermodynamics.
7. Kalkulahin ang thermal effect ng reaksyon sa ilalim ng mga karaniwang kondisyon: Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (g) \u003d 2 Fe (t) + 3 CO 2 (g), kung ang init ng pagbuo: 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),
Alam ang karaniwang mga thermal effect ng pagkasunog ng mga paunang sangkap at mga produkto ng reaksyon, kinakalkula namin ang thermal effect ng reaksyon sa ilalim ng mga karaniwang kondisyon:
16. Pagdepende sa bilis ng isang kemikal na reaksyon sa temperatura. Ang panuntunan ni Van't Hoff. Temperatura koepisyent ng reaksyon.
Ang mga banggaan lamang sa pagitan ng mga aktibong molekula ay humahantong sa mga reaksyon, ang average na enerhiya na kung saan ay lumampas sa average na enerhiya ng mga kalahok sa reaksyon.
Kapag ang isang tiyak na activation energy E ay ipinaalam sa mga molekula (labis na enerhiya sa itaas ng average), ang potensyal na enerhiya ng pakikipag-ugnayan ng mga atomo sa mga molekula ay bumababa, ang mga bono sa loob ng mga molekula ay humina, ang mga molekula ay nagiging reaktibo.
Ang enerhiya ng pag-activate ay hindi kinakailangang ibigay mula sa labas; maaari itong maibigay sa ilang bahagi ng mga molekula sa pamamagitan ng muling pamamahagi ng enerhiya sa panahon ng kanilang mga banggaan. Ayon kay Boltzmann, kabilang sa mga N molecule ay mayroong susunod na numero aktibong molekula N pagkakaroon ng tumaas na enerhiya :
N N e – E / RT (1)
kung saan ang E ay ang activation energy, na nagpapakita ng kinakailangang labis na enerhiya, kumpara sa average na antas, na dapat taglayin ng mga molekula upang maging posible ang reaksyon; ang iba pang mga pagtatalaga ay kilala.
Sa panahon ng thermal activation para sa dalawang temperatura T 1 at T 2 ang ratio ng mga constant ng rate ay magiging:
, (2)
, (3)
na nagpapahintulot sa iyo na matukoy ang activation energy sa pamamagitan ng pagsukat ng reaction rate sa dalawang magkaibang temperatura T 1 at T 2 .
Ang pagtaas ng temperatura ng 10 0 ay nagpapataas ng rate ng reaksyon ng 2–4 na beses (tinatayang panuntunan ng van't Hoff). Ang bilang na nagpapakita kung gaano karaming beses ang rate ng reaksyon (at samakatuwid ang rate constant) ay tumataas sa pagtaas ng temperatura ng 10 0 ay tinatawag na temperature coefficient ng reaksyon:
(4)
.(5)
Nangangahulugan ito, halimbawa, na may pagtaas sa temperatura ng 100 0 para sa isang kondisyon na tinatanggap na pagtaas average na bilis 2 beses ( = 2) ang rate ng reaksyon ay tumataas ng 2 10, i.e. humigit-kumulang 1000 beses, at kapag = 4 - 4 10 , i.e. 1000000 beses. Naaangkop ang panuntunan ng van't Hoff sa mga reaksyong nagaganap sa medyo mababang temperatura sa isang makitid na hanay. Ang matalim na pagtaas sa rate ng reaksyon sa pagtaas ng temperatura ay ipinaliwanag sa pamamagitan ng katotohanan na ang bilang ng mga aktibong molekula ay tumataas nang exponentially.
25. Van't Hoff chemical reaction isotherm equation.
Alinsunod sa batas ng mass action para sa isang arbitrary na reaksyon
at A + bB = cC + dD
Ang equation para sa rate ng isang direktang reaksyon ay maaaring isulat:
,
at para sa rate ng reverse reaction:
.
Habang ang reaksyon ay nagpapatuloy mula kaliwa hanggang kanan, ang mga konsentrasyon ng mga sangkap A at B ay bababa at ang rate ng pasulong na reaksyon ay bababa. Sa kabilang banda, habang nag-iipon ang mga produkto ng reaksyon na C at D, tataas ang rate ng reaksyon mula kanan pakaliwa. Dumating ang isang sandali kapag ang bilis υ 1 at υ 2 ay naging pareho, ang mga konsentrasyon ng lahat ng mga sangkap ay nananatiling hindi nagbabago, samakatuwid,
,Kung saan ang K c = k 1 / k 2 =
.
Ang pare-parehong halaga K c, katumbas ng ratio ng mga constant ng rate ng direkta at baligtad na mga reaksyon, ay quantitatively na naglalarawan ng estado ng balanse sa pamamagitan ng mga konsentrasyon ng balanse ng mga panimulang sangkap at ang mga produkto ng kanilang pakikipag-ugnayan (sa mga tuntunin ng kanilang stoichiometric coefficients) at ay tinatawag na equilibrium constant. Ang equilibrium constant ay pare-pareho lamang para sa isang naibigay na temperatura, i.e.
K c \u003d f (T). Ang equilibrium constant ng isang kemikal na reaksyon ay karaniwang ipinahayag bilang isang ratio, ang numerator nito ay ang produkto ng equilibrium molar na mga konsentrasyon ng mga produkto ng reaksyon, at ang denominator ay ang produkto ng mga konsentrasyon ng mga panimulang sangkap.
Kung ang mga sangkap ng reaksyon ay isang halo ng mga ideal na gas, kung gayon ang equilibrium constant (Kp) ay ipinahayag sa mga tuntunin ng bahagyang presyon ng mga sangkap:
.
Para sa paglipat mula K p hanggang K gamit ang equation ng estado P · V = n · R · T. Dahil ang
, pagkatapos ay P = C·R·T. .Ito ay sumusunod mula sa equation na K p = K s, sa kondisyon na ang reaksyon ay nagpapatuloy nang hindi binabago ang bilang ng mga moles sa gas phase, i.e. kapag (c + d) = (a + b).
Kung ang reaksyon ay kusang nagpapatuloy sa pare-parehong P at T o V at T, kung gayon ang mga halagaG at F ng reaksyong ito ay maaaring makuha mula sa mga equation:
,
kung saan ang C A, C B, C C, C D ay ang mga nonequilibrium na konsentrasyon ng mga paunang sangkap at mga produkto ng reaksyon.
,kung saan ang P A, P B, P C, P D ay ang mga partial pressure ng mga paunang sangkap at mga produkto ng reaksyon.
Ang huling dalawang equation ay tinatawag na van't Hoff chemical reaction isotherm equation. Ginagawa nitong posible na kalkulahin ang mga halaga ng G at F ng reaksyon, upang matukoy ang direksyon nito sa iba't ibang konsentrasyon ng mga paunang sangkap.
Dapat pansinin na pareho para sa mga sistema ng gas at mga solusyon, na may pakikilahok sa reaksyon mga solido(i.e. para sa mga heterogenous system) ang konsentrasyon ng solid phase ay hindi kasama sa expression para sa equilibrium constant, dahil ang konsentrasyon na ito ay halos pare-pareho. Kaya para sa reaksyon
2 CO (g) \u003d CO 2 (g) + C (t)
ang equilibrium constant ay nakasulat bilang
.Ang dependence ng equilibrium constant sa temperatura (para sa temperatura T 2 na may kaugnayan sa temperatura T 1) ay ipinahayag ng sumusunod na van't Hoff equation:
,
kung saan ang Н 0 ay ang thermal effect ng reaksyon.
Para sa isang endothermic na reaksyon (ang reaksyon ay nagpapatuloy sa pagsipsip ng init), ang ekwilibriyong pare-pareho ay tumataas sa pagtaas ng temperatura, ang sistema, tulad nito, ay lumalaban sa pag-init.
34. Osmosis, osmotic pressure. Van't Hoff equation at osmotic coefficient.
Ang Osmosis ay ang kusang paggalaw ng mga solvent na molekula sa pamamagitan ng isang semipermeable na lamad na naghihiwalay sa mga solusyon ng iba't ibang mga konsentrasyon mula sa isang solusyon ng isang mas mababang konsentrasyon sa isang solusyon ng isang mas mataas na konsentrasyon, na humahantong sa pagbabanto ng huli. Bilang isang semi-permeable na lamad, sa pamamagitan ng maliliit na butas kung saan ang maliliit na solvent na molekula lamang ang maaaring piliing dumaan at ang malalaki o natutunaw na mga molekula o ion ay nananatili, ang isang cellophane film ay kadalasang ginagamit - para sa mataas na molekular na timbang na mga sangkap, at para sa mababang molekular na timbang - isang pelikula. ng tansong ferrocyanide. Ang proseso ng paglilipat ng solvent (osmosis) ay maaaring mapigilan sa pamamagitan ng paglalapat ng panlabas presyon ng hydrostatic(sa ilalim ng mga kondisyon ng equilibrium, ito ang tinatawag na osmotic pressure, na tinutukoy ng titik ). Upang kalkulahin ang halaga ng sa mga solusyon ng mga non-electrolytes, ang empirical na Van't Hoff equation ay ginagamit:
kung saan ang C ay ang molar concentration ng substance, mol/kg;
Ang R ay ang pangkalahatang gas constant, J/mol K.
Ang halaga ng osmotic pressure ay proporsyonal sa bilang ng mga molekula (sa pangkalahatang kaso, ang bilang ng mga particle) ng isa o higit pang mga sangkap na natunaw sa isang naibigay na dami ng solusyon, at hindi nakasalalay sa kanilang kalikasan at likas na katangian ng solvent. Sa mga solusyon ng malakas o mahina electrolytes ang kabuuang bilang ng mga indibidwal na particle ay tumataas dahil sa dissociation ng mga molecule, samakatuwid, sa equation para sa pagkalkula ng osmotic pressure, kinakailangan upang ipakilala ang naaangkop na proportionality coefficient, na tinatawag na isotonic coefficient.
i CRT,
kung saan ang i ay ang isotonic coefficient, na kinakalkula bilang ratio ng kabuuan ng mga bilang ng mga ion at mga hindi magkakahiwalay na electrolyte molecule sa unang bilang ng mga molekula ng sangkap na ito.
Kaya, kung ang antas ng electrolyte dissociation, i.e. ang ratio ng bilang ng mga molekula na nabulok sa mga ion sa kabuuang bilang ang mga molekula ng solute ay katumbas ng at ang molekula ng electrolyte ay nabubulok sa n ions, pagkatapos ay ang isotonic coefficient ay kinakalkula tulad ng sumusunod:
i = 1 + (n – 1) ,(i > 1).
Para sa malakas na electrolytes maaari nating kunin ang = 1, pagkatapos ay i = n, at ang coefficient i (mas malaki rin sa 1) ay tinatawag na osmotic coefficient.
Ang phenomenon ng osmosis ay pinakamahalaga para sa mga organismo ng halaman at hayop, dahil ang mga lamad ng kanilang mga selula na may kaugnayan sa mga solusyon ng maraming mga sangkap ay may mga katangian ng isang semipermeable na lamad. SA malinis na tubig ang cell swells malakas, sa ilang mga kaso hanggang sa pagkalagot ng lamad, at sa mga solusyon na may mataas na konsentrasyon ng asin, sa kabaligtaran, ito ay bumababa sa laki at lumiliit dahil sa isang malaking pagkawala ng tubig. Samakatuwid, kapag pinapanatili produktong pagkain idinagdag sa kanila malaking bilang ng asin o asukal. Ang mga selula ng mga microorganism sa ganitong mga kondisyon ay nawawalan ng malaking halaga ng tubig at namamatay.
THERMAL EFFECT, init na inilabas o hinihigop na thermodynamic. sistema sa panahon ng daloy ng kemikal dito. mga distrito. Ito ay tinutukoy sa ilalim ng kondisyon na ang sistema ay walang trabaho (maliban sa posibleng gawain ng pagpapalawak), at ang t-ry at mga produkto ay pantay. Dahil ang init ay hindi isang function ng estado, i.e. sa panahon ng paglipat sa pagitan ng mga estado ay nakasalalay sa landas ng paglipat, kung gayon sa pangkalahatang kaso ang thermal effect ay hindi maaaring magsilbi bilang isang katangian ng isang partikular na distrito. Sa dalawang kaso, ang isang walang katapusang maliit na halaga ng init (elementaryong init) d Q ay kasabay ng kabuuang pagkakaiba ng function ng estado: na may pare-parehong dami d Q \u003d dU (U ay ang panloob na enerhiya ng system), at may pare-pareho d Q \u003d dH (H ang enthalpy ng system).
Dalawang uri ng thermal effect ang halos mahalaga - isothermal isobaric (sa pare-parehong t-re T at p) at isothermal isochoric (sa pare-parehong T at volume V). Mayroong pagkakaiba at integral na mga thermal effect. Ang differential thermal effect ay tinutukoy ng mga expression:
saan u i , h i -acc. bahagyang molar ext. enerhiya at ; v i -stoichiometric. koepisyent (v i > 0 para sa mga produkto, v i<0 для ); x
= (n i - n i 0)/v i ,-хим.
переменная, определяющая состав системы в любой момент протекания р-ции (n i
и n i0 - числа i-го компонента
в данный момент времени и в начале хим. превращения соотв.). Размерность дифференциального
теплового эффекта реакции-кДж/ . Если u T,V , h T,p >0, tinatawag na distrito. endothermic, na may kabaligtaran na tanda ng epekto, exothermic. Ang dalawang uri ng mga epekto ay nauugnay sa relasyon:
Ang pag-asa sa temperatura ng thermal effect ay ibinibigay, ang aplikasyon kung saan, mahigpit na pagsasalita, ay nangangailangan ng kaalaman sa mga bahagyang halaga ng molar ng lahat ng mga sangkap na kasangkot sa distrito, ngunit sa karamihan ng mga kaso ang mga dami na ito ay hindi alam. Dahil para sa mga distritong dumadaloy tunay na solusyon at iba pang thermodynamically non-ideal na media, thermal effect, tulad ng iba, ay nakadepende nang malaki sa komposisyon ng system at eksperimento. mga kondisyon, isang diskarte ang binuo na nagpapadali sa paghahambing ng iba't ibang mga distrito at ang sistematikong mga thermal effect. Ang layuning ito ay pinaglilingkuran ng konsepto ng karaniwang thermal effect (natukoy). Ang pamantayan ay nauunawaan bilang ang thermal effect, na isinasagawa (kadalasang hyprthetically) sa ilalim ng mga kondisyon kapag ang lahat ng mga isla na kalahok sa distrito ay nasa mga ibinigay na mga. Differential at ang integral standard na thermal effect ay palaging pareho sa numero. Ang karaniwang thermal effect ay madaling kalkulahin gamit ang mga talahanayan ng karaniwang heats of formation o heats ng pagkasunog in-in(tingnan sa ibaba). Para sa hindi perpektong media, mayroong malaking pagkakaiba sa pagitan ng aktwal na nasusukat at karaniwang mga thermal effect, na dapat tandaan kapag gumagamit ng mga thermal effect sa mga kalkulasyon ng thermodynamic. Halimbawa, para sa alkaline diacetimide [(CH 3 CO) 2 NH (tv) + H 2 O (l) \u003d \u003d CH 3 SOCH 2 (tv) + CH 3 COOH (l) +] sa 0.8 n. solusyon ng NaOH sa tubig (58% sa pamamagitan ng masa) sa 298 K, ang sinusukat na thermal effect D H 1 \u003d - 52.3 kJ / . Para sa parehong distrito, sa ilalim ng karaniwang mga kondisyon, = - 18.11 kJ / ay nakuha. Sobrang ibig sabihin nito. ang pagkakaiba ay ipinaliwanag sa pamamagitan ng mga thermal effect na kasama ng in-in sa ipinahiwatig na p-solvent (heats). Para sa solid, ang likidong acetic acid at init ay magkapareho: D H 2 = 13.60; D H 3 = - 48.62; D H 4 \u003d - 0.83 kJ / kaya \u003d D H 1 - D H 2 - D H 3 + D H 4. Mula sa view ng halimbawangunit sa pag-aaral ng mga thermal effect, mahalagang sukatin ang thermal effect ng magkakasabay na pisikal. mga proseso.
Ang pag-aaral ng thermal effects ay ang pinakamahalagang gawain. Pangunahing eksperimental Ang pamamaraan ay calorimetry. Moderno Ginagawang posible ng kagamitan na pag-aralan ang mga thermal effect sa gas, likido at solid na mga phase, sa hangganan ng phase, pati na rin sa mga kumplikado. mga sistema. Ang hanay ng mga karaniwang sinusukat na thermal effect ay mula sa daan-daang J/ hanggang daan-daang kJ/. Sa mesa. calorimetric data ay ibinigay. mga sukat ng thermal effect ng ilang mga distrito. Nagbibigay-daan sa iyo ang pagsukat ng mga thermal effect, dilution, at heat na lumipat mula sa aktwal na sinusukat na thermal effect patungo sa mga karaniwang epekto.
Ang isang mahalagang papel ay nabibilang sa mga thermal effect ng dalawang uri - ang heats of formation Comm. mula sa simpleng in-in at mga calorific value ng in-in na purong na may pagbuo ng mas mataas na elemento, kung saan ay in-in. Ang mga thermal effect na ito ay binabawasan sa mga karaniwang kundisyon at naka-tabulate. Sa kanilang tulong ay madaling kalkulahin ang anumang thermal effect; ito ay katumbas ng algebraic ang kabuuan ng heats of formation o heats of combustion ng lahat ng kalahok sa district in-in:
Paglalapat ng mga halaga ng talahanayan 
nagpapahintulotkalkulahin ang thermal effect pl. libong mga distrito, kahit na ang mga halagang ito mismo ay kilala lamang sa iilan. libong koneksyon. Ang paraan ng pagkalkula na ito ay hindi angkop, gayunpaman, para sa mga distrito na may maliit na thermal effect, dahil ang kalkuladong maliit na halaga ay nakuha bilang isang algebraic. kabuuan ng ilan malalaking halaga, ay nailalarawan sa pamamagitan ng isang error, mga gilid sa abs. maaaring lumampas sa thermal effect. Pagkalkula ng mga thermal effect gamit ang mga dami 
ay batay sa katotohanan na mayroong isang function ng estado. Ginagawa nitong posible na bumuo ng mga thermochemical system. ur-tions upang matukoy ang thermal effect ng kinakailangang p-tion (tingnan). Kalkulahin ang halos palaging mga karaniwang thermal effect. Bilang karagdagan sa pamamaraan na tinalakay sa itaas, ang pagkalkula ng mga thermal effect ay isinasagawa ayon sa pagtitiwala sa temperatura-ur-tion