Химия тепловой эффект калькулятор. Тепловые эффекты реакций
Задача № 6
Вычислите среднюю теплоемкость вещества, приведенного в табл. 6, в интервале температур от 298 доТ К.
Таблица 6
|
Вещество |
Вещество | ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
|
Решение:
Рассмотрим расчет средней теплоемкости аммиака в интервале температур от 298 до 800 К.
Теплоемкость – это отношение количества теплоты, поглощаемой телом при нагревании, к повышению температуры, которым сопровождается нагревание. Для индивидуального вещества различают удельную (одного килограмма) и мольную (одного моля) теплоемкости.
Истинная теплоемкость
,
(21)
где δ Q – бесконечно малое количество теплоты, необходимое для повышения температуры тела на бесконечно малую величину dT .
Средняя теплоемкость – это отношение количества теплоты Q к повышению температуры ∆ T = T 2 – T 1 ,
.
Поскольку теплота не является функцией состояния и зависит от пути процесса, необходимо указывать условия протекания процесса нагревания. В изохорном и изобарном процессах для бесконечно малого изменения δ Q V = dU и δ Q p = dH , поэтому
и
.
(22)
Связь
между истинными
изохорной
(С
V
)
и изобарной
(C
p
)
теплоемкостями
вещества и его средними
изохорной
и изобарной
теплоемкостями
в интервале температур от Т
1
до Т
2
выражается уравнениями (23) и (24):
;
(23)
.
(24)
Зависимости истинной теплоемкости от температуры выражаются следующими эмпирическими уравнениями:
;
(для неорганических веществ) (25)
.
(для органических веществ) (26)
Воспользуемся справочником физико-химических величин. Выпишем коэффициенты (a, b, c) уравнения зависимости изобарной теплоемкости аммиака от температуры:
Таблица 7
|
Вещество |
|
||
|
b ·10 3 |
c / ·10 –5 |
||
Запишем уравнение зависимости истинной теплоемкости аммиака от температуры:
.
Подставим это уравнение в формулу (24) и вычислим среднюю теплоемкость аммиака:
=
1/(800-298)
=
0,002 = 43,5 Дж/моль·К.
Задача №7
Для
химической реакции, приведенной в табл.
2, постройте графики зависимостей суммы
теплоемкостей продуктов реакции от
температуры
и суммы теплоемкостей исходных веществ
от температуры
.
Уравнения зависимости
возьмите из справочника. Рассчитайте
изменение теплоемкости в ходе химической
реакции (
)
при температурах 298 К, 400 К и Т
К (табл. 6).
Решение:
Рассчитаем изменение теплоемкости при температурах 298 К, 400 К и 600 К на примере реакции синтеза аммиака:
Выпишем
коэффициенты (a,
b,
c,
с /) 1
уравнений зависимости истинной
теплоемкости аммиака от температуры
для исходных веществ и продуктов реакции
с учетом стехиометрических коэффициентов
.
Вычислим сумму коэффициентов. Например,
сумма коэффициентова
для исходных веществ равна
= 27,88 + 3·27,28 = 109,72.
Сумма коэффициентов а для продуктов реакции равна
= 2·29,8 = 59,6.
=
=59,6 – 109,72 = –50,12.
Таблица 8
|
Вещество |
b ·10 3 |
c / ·10 – 5 |
с·10 6 |
||
|
исходные вещества | |||||
|
( | |||||
|
( | |||||
|
| |||||
,
,
)
,
,
)
,
,
Таким
образом, уравнение зависимости
для продуктов реакции имеет следующий
вид:
=
59,60 + 50,96·10 –3 Т
– 3,34·10 5 /Т 2 .
Для
построения графика
зависимости суммы теплоемкости продуктов
реакции от температуры
рассчитаем сумму теплоемкостей при
нескольких температурах:
При Т = 298 К
=
59,60 + 50,96·10 –3
·
298 –
3,34·10 5 /298 2
= 71,03 Дж/К;
При
Т
=
400 К
=
77,89 Дж/К;
При
Т = 600 К
= 89,25 Дж/К.
Уравнение
зависимости
для исходных веществ имеет вид:
=
109,72 + 14,05·10 –3 Т
+ 1,50·10 -5 /Т 2 .
Аналогично
рассчитываем
исходных веществ при нескольких
температурах:
При Т=298 К
=109,72
+ 14,05·10 –3 ·
298 + 1,50·10 5
/298 2 =115,60
Дж/К;
При
Т = 400 К
=
116,28 Дж/К;
При
Т = 600 К
=
118,57 Дж/К.
Далее
рассчитываем изменение изобарной
теплоемкости
в ходе реакции при нескольких температурах:
=
–50,12 + 36,91·10 –3 Т
– 4,84·10 5 /Т 2 ,
= –44,57 Дж/К;
= –38,39 Дж/К;
= –29,32 Дж/К.
По рассчитанным значениям строим графики зависимостей суммы теплоемкостей продуктов реакции и суммы теплоемкостей исходных веществ от температуры.
Рис 2. Зависимости суммарных теплоемкостей исходных веществ и продуктов реакции от температуры для реакции синтеза аммиака
В
данном интервале температур суммарная
теплоемкость исходных веществ выше
суммарной теплоемкости продуктов,
следовательно,
во всем интервале температур от 298 К до
600 К.
Задача №8
Вычислите тепловой эффект реакции, приведенной в табл. 2, при температуре Т К (табл. 6).
Решение:
Вычислим тепловой эффект реакции синтеза аммиака при температуре 800 К.
Зависимость
теплового эффекта
реакции от температуры описываетзакон
Кирхгоффа
,
(27)
где
- изменение теплоемкости системы в ходе
реакции. Проанализируем уравнение:
1)
Если
>
0, т.е сумма теплоемкостей продуктов
реакции больше суммы теплоемкостей
исходных веществ, то
> 0,. зависимость
возрастающая, и с повышением температуры
тепловой эффект увеличивается.
2)
Если
<
0, то
< 0, т.е. зависимость убывающая, и с
повышением температуры тепловой эффект
уменьшается.
3)
Если
=
0, то
= 0, тепловой эффект не зависит от
температуры.
В интегральном виде уравнение Кирхгоффа имеет следующий вид:
.
(28)
а)
если теплоемкость во время процесса не
меняется, т.е. сумма теплоемкостей
продуктов реакции равна сумме теплоемкостей
исходных веществ (
),
то тепловой эффект не зависит от
температуры
= const.
б)
для приближенного
расчета
можно пренебречь зависимостью
теплоемкостей от температуры и
воспользоваться значениями средних
теплоемкостей участников реакции (
).
В этом случае расчет производится по
формуле
в)
для точного
расчета
необходимы данные по зависимости
теплоемкости всех участников реакции
от температуры
.
В этом случае тепловой эффект рассчитывают
по формуле
(30)
Выписываем справочные данные (табл.9) и вычисляем изменения соответствующих величин для каждого столбца по аналогии с задачей №7). Полученные данные используем для расчета:
Приближенно:
= –91880 + (–31,88)(800 –
298) = –107883,8 Дж = – 107, 88 кДж.
= –91880 + (–50,12)(800 –
298) + 1/2·36,91·10 -3 (800 2
– 298 2)
+
– (–4,84·10 5)(1/800 – 1/298) = – 107815 Дж = – 107,82 кДж.
Для
реакции синтеза аммиака изменение
теплоемкости в ходе реакции
<
0 (см. задачу №7). Следовательно
< 0, с повышением температуры тепловой
эффект уменьшается.
Таблица 9
|
Вещество |
Сумма для продуктов реакции |
Сумма для исходных веществ |
Изменение в ходе реакции |
|||
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|||
,
=
=
=
,
Дж/(моль·К)
=
=
=
=
=
=
=
=
=
=
=
1,5
=
=
0
=
0
=
0Любая химическая реакция сопровождается выделением или поглощением энергии в виде теплоты.
По признаку выделения или поглощения теплоты различают экзотермические и эндотермические реакции.
Экзотермические реакции – такие реакции, в ходе которых тепло выделяется (+Q).
Эндотермические реакции – реакции, при протекании которых тепло поглощается (-Q).
Тепловым эффектом реакции (Q ) называют количество теплоты, которое выделяется или поглощается при взаимодействии определенного количества исходных реагентов.
Термохимическим уравнением называют уравнение, в котором указан тепловой эффект химической реакции. Так, например, термохимическими являются уравнения:
Также следует отметить, что термохимические уравнения в обязательном порядке должны включать информацию об агрегатных состояниях реагентов и продуктов, поскольку от этого зависит значение теплового эффекта.
Расчеты теплового эффекта реакции
Пример типовой задачи на нахождение теплового эффекта реакции:
При взаимодействии 45 г глюкозы с избытком кислорода в соответствии с уравнением
C 6 H 12 O 6(тв.) + 6O 2(г) = 6CO 2(г) + 6H 2 O(г) + Q
выделилось 700 кДж теплоты. Определите тепловой эффект реакции. (Запишите число с точностью до целых.)
Решение:
Рассчитаем количество вещества глюкозы:
n(C 6 H 12 O 6) = m(C 6 H 12 O 6) / M(C 6 H 12 O 6) = 45 г / 180 г/моль = 0,25 моль
Т.е. при взаимодействии 0,25 моль глюкозы с кислородом выделяется 700 кДж теплоты. Из представленного в условии термохимического уравнения следует, что при взаимодействии 1 моль глюкозы с кислородом образуется количество теплоты, равное Q (тепловой эффект реакции). Тогда верна следующая пропорция:
0,25 моль глюкозы - 700 кДж
1 моль глюкозы - Q
Из этой пропорции следует соответствующее ей уравнение:
0,25 / 1 = 700 / Q
Решая которое, находим, что:
Таким образом, тепловой эффект реакции составляет 2800 кДж.
Расчёты по термохимическим уравнениям
Намного чаще в заданиях ЕГЭ по термохимии значение теплового эффекта уже известно, т.к. в условии дается полное термохимическое уравнение.
Рассчитать в таком случае требуется либо количество теплоты, выделяющееся/поглощающееся при известном количестве реагента или продукта, либо же, наоборот, по известному значению теплоты требуется определить массу, объем или количество вещества какого-либо фигуранта реакции.
Пример 1
В соответствии с термохимическим уравнением реакции
3Fe 3 O 4(тв.) + 8Al (тв.) = 9Fe (тв.) + 4Al 2 O 3(тв.) + 3330 кДж
образовалось 68 г оксида алюминия. Какое количество теплоты при этом выделилось? (Запишите число с точностью до целых.)
Решение
Рассчитаем количество вещества оксида алюминия:
n(Al 2 O 3) = m(Al 2 O 3) / M(Al 2 O 3) = 68 г / 102 г/моль = 0,667 моль
В соответствии с термохимическим уравнением реакции при образовании 4 моль оксида алюминия выделяется 3330 кДж. В нашем же случае образуется 0,6667 моль оксида алюминия. Обозначив количество теплоты, выделившейся при этом, через x кДж составим пропорцию:
4 моль Al 2 O 3 - 3330 кДж
0,667 моль Al 2 O 3 - x кДж
Данной пропорции соответствует уравнение:
4 / 0,6667 = 3330 / x
Решая которое, находим, что x = 555 кДж
Т.е. при образовании 68 г оксида алюминия в соответствии с термохимическим уравнением в условии выделяется 555 кДж теплоты.
Пример 2
В результате реакции, термохимическое уравнение которой
4FeS 2 (тв.) + 11O 2 (г) = 8SO 2(г) + 2Fe 2 O 3(тв.) + 3310 кДж
выделилось 1655 кДж теплоты. Определите объем (л) выделившегося диоксида серы (н.у.). (Запишите число с точностью до целых.)
Решение
В соответствии с термохимическим уравнением реакции при образовании 8 моль SO 2 выделяется 3310 кДж теплоты. В нашем же случае выделилось 1655 кДж теплоты. Пусть количество вещества SO 2 , образовавшегося при этом, равняется x моль. Тогда справедливой является следующая пропорция:
8 моль SO 2 - 3310 кДж
x моль SO 2 - 1655 кДж
Из которой следует уравнение:
8 / х = 3310 / 1655
Решая которое, находим, что:
Таким образом, количество вещества SO 2 , образовавшееся при этом, составляет 4 моль. Следовательно, его объем равен:
V(SO 2) = V m ∙ n(SO 2) = 22,4 л/моль ∙ 4 моль = 89,6 л ≈ 90 л (округляем до целых, т.к. это требуется в условии.)
Больше разобранных задач на тепловой эффект химической реакции можно найти .
Подобно тому, как одной из физических характеристик человека является физическая сила, важнейшей характеристикой любой химической связи является сила связи, т.е. её энергия.
Напомним, что энергия химической связи – эта та энергия, которая выделяется при образовании химической связи или та энергия, которую нужно истратить, чтобы эту связь разрушить.
Химическая реакция в общем случае – это превращение одних веществ в другие. Следовательно, в ходе химической реакции происходит разрыв одних связей и образование других, т.е. превращения энергии.
Фундаментальный закон физики гласит, что энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно, а лишь переходит из одного вида в другой. В силу своей универсальности данный принцип, очевидно, применим и к химической реакции.
Тепловым эффектом химической реакции называется количество теплоты,
выделившееся (или поглотившееся) в ходе реакции и относимое к 1 моль прореагировавшего (или образовавшегося) вещества.
Тепловой эффект обозначается буквой Q и, как правило, измеряется в кДж/моль или в ккал/моль.
Если реакция происходит с выделением тепла (Q > 0), она называется экзотермической, а если с поглощением тепла (Q < 0) – эндотермической.
Если схематично изобразить энергетический профиль реакции, то для эндотермических реакций продукты находятся выше по энергии, чем реагенты, а для экзотермических – наоборот, продукты реакции располагаются ниже по энергии (более стабильны), чем реагенты.
Ясно, что чем больше вещества прореагирует, тем большее количество энергии выделится (или поглотится), т.е. тепловой эффект прямо пропорционален количеству вещества. Поэтому отнесение теплового эффекта к 1 моль вещества обусловлено нашим стремлением сравнивать между собой тепловые эффекты различных реакций.
Лекция 6. Термохимия. Тепловой эффект химической реакции Пример 1 . При восстановлении 8,0 г оксида меди(II) водородом образовалась металлическая медь и пары воды и выделилось 7,9 кДж теплоты. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида меди(II).
Решение . Уравнение реакции CuO (тв.) + H2 (г.) = Cu (тв.) + H2 O (г.) +Q (*)
Составим пропорцию при восстановлении 0,1 моль – выделяется 7,9 кДж при восстановлении 1 моль – выделяется x кДж
Откуда x = + 79 кДж/моль. Уравнение (*) принимает вид
CuO (тв.) + H2 (г.) = Cu (тв.) + H2 O (г.) +79 кДж
Термохимическое уравнение – это уравнение химической реакции, в котором указаны агрегатное состояние компонентов реакционной смеси (реагентов и продуктов) и тепловой эффект реакции.
Так, чтобы расплавить лед или испарить воду, требуется затратить определенные количества теплоты, тогда как при замерзании жидкой воды или конденсации водяного пара такие же количества теплоты выделяются. Именно поэтому нам холодно, когда мы выходим из воды (испарение воды с поверхности тела требует затрат энергии), а потоотделение является биологическим защитным механизмом от перегрева организма. Напротив, морозильник замораживает воду и нагревает окружающее помещение, отдавая ему избыточное тепло.
На данном примере показаны тепловые эффекты изменения агрегатного состояния воды. Теплота плавления (при 0o C) λ = 3,34×105 Дж/кг (физика), или Qпл. = - 6,02 кДж/моль (химия), теплота испарения (парообразования) (при 100o C) q = 2,26×106 Дж/кг (физика) или Qисп. = - 40,68 кДж/моль (химия).
плавление
испарение |
|||||
обр ,298.
Лекция 6. Термохимия. Тепловой эффект химической реакции Разумеется, возможны процессы сублимации, когда твердое вещество
переходит в газовую фазу, минуя жидкое состояние и обратные процессы осаждения (кристаллизации) из газовой фазы, для них также возможно рассчитать или измерить тепловой эффект.
Ясно, что в каждом веществе есть химические связи, следовательно, каждое вещество обладает некоторым запасом энергии. Однако далеко не все вещества можно превратить друг в друга одной химической реакцией. Поэтому договорились о введении стандартного состояния.
Стандартное состояние вещества – это агрегатное состояние вещества при температуре 298 К, давлении 1 атмосфера в наиболее устойчивой в этих условиях аллотропной модицикации.
Стандартные условия – это температура 298 К и давление 1 атмосфера. Стандартные условия (стандартное состояние) обозначается индексом0 .
Стандартной теплотой образования соединения называется тепловой эффект химической реакции образования данного соединения из простых веществ, взятых в их стандартном состоянии. Теплота образования соединения обозначается символом Q 0 Для множества соединений стандартные теплоты образования приведены в справочниках физикохимических величин.
Стандартные теплоты образования простых веществ равны 0. Например, Q0 обр,298 (O2 , газ) = 0, Q0 обр,298 (C, тв., графит) = 0.
Например . Запишите термохимическое уравнение образования сульфата меди(II). Из справочника Q0 обр,298 (CuSO4 ) = 770 кДж/моль.
Cu (тв.) + S (тв.) + 2O2 (г.) = CuSO4 (тв.) + 770 кДж.
Замечание : термохимическое уравнение можно записать для любого вещества, однако надо понимать, что в настоящей жизни реакция происходит совершенно по-другому: из перечисленных реагентов образуются при нагревании оксиды меди(II) и серы(IV), но сульфат меди(II) не образуется. Важный вывод: термохимическое уравнение – модель, которая позволяет производить расчеты, она хорошо согласуется с другими термохимическими данными, но не выдерживает проверки практикой (т.е. неспособна правильно предсказать возможность или невозможность реакции).
(B j ) - ∑ a i × Q обр 0 ,298 i
Лекция 6. Термохимия. Тепловой эффект химической реакции
Уточнение . Для того, чтобы не вводить Вас в заблуждение, сразу добавлю, что химическая термодинамикаможет предсказывать возможность / невозможность реакции , однако для этого требуются более серьезные «инструменты», которые выходят за рамки школьного курса химии. Термохимическое уравнение по сравнению с этими приемами – первая ступенька на фоне пирамиды Хеопса – без него не обойтись, но высоко не подняться.
Пример 2 . Вычислите тепловой эффект конденсации воды массой 5,8г.Решение . Процесс конденсации описывается термохимическим уравнением H2 O (г.) = H2 O (ж.) + Q – конденсация обычно экзотермический процесс Теплота конденсации воды при 25o C 37 кДж/моль (справочник).
Следовательно, Q = 37 × 0,32 = 11,84 кДж.
В 19 веке русским химиком Гессом, изучавшим тепловые эффекты реакций, был экспериментально установлен закон сохранения энергии применительно к химическим реакциям – закон Гесса .
Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути процесса и определяется только разностью конечного и начального состояний.
С точки зрения химии и математики данный закон означает, что мы вольны для расчета процесса выбрать любую «траекторию расчета», ведь результат от нее не зависит. По этой причине очень важный закон Гесса имеет невероятно важное следствие закона Гесса .
Тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования реагентов (с учетом стехиометрических коэффициентов).
С точки зрения здравого смысла данное следствие соответствует процессу, в котором сначала все реагенты превратились в простые вещества, которые затем собрались по-новому, так что получились продукты реакции.
В форме уравнения следствие закона Гесса выглядит так Уравнение реакции: a 1 A 1 + a 2 A 2 + … + a n A n = b 1 B 1 + b 2 B 2 + … b
При этом a i иb j – стехиометрические коэффициенты,A i – реагенты,B j – продукты реакции.
Тогда следствие закона Гесса имеет вид Q = ∑ b j × Q обр 0 ,298
k Bk + Q
(A i )
Лекция 6. Термохимия. Тепловой эффект химической реакции Поскольку стандартные теплоты образования многих веществ
а) сведены в специальные таблицы или б) могут быть определены экспериментально, то становится возможным предсказать (рассчитать) тепловой эффект очень большого количества реакций с достаточно высокой точностью.
Пример 3 . (Следствие закона Гесса). Рассчитайте тепловой эффект паровой конверсии метана, происходящей в газовой фазе при стандартных условиях:
CH4 (г.) + H2 O (г.) = CO (г.) + 3 H2 (г.)
Определите, является ли данная реакция экзотермической или эндотермической?
Решение: Следствие закона Гесса
Q = 3 Q0 | Г ) +Q 0 | (CO ,г ) −Q 0 | Г ) −Q 0 | O , г ) - в общем виде. |
|||||
обр ,298 | обр ,298 | обр ,298 | обр ,298 | ||||||
Q обр0 | 298 (H 2 ,г ) = 0 | Простое вещество в стандартном состоянии |
|||||||
Из справочника находим теплоты образования остальных компонентов смеси.
O ,г ) = 241,8 | (СO ,г ) = 110,5 | Г ) = 74,6 | |||||||||
обр ,298 | обр ,298 | обр ,298 | |||||||||
Подставляем значения в уравнение
Q = 0 + 110,5 – 74,6 – 241,8 = -205,9 кДж/моль, реакция сильно эндотермична.
Ответ: Q = -205,9 кДж/моль, эндотермическая
Пример 4. (Применение закона Гесса). Известны теплоты реакций
C (тв.) + ½ O (г.)= CO (г.) + 110,5 кДж
С (тв.) + O2 (г.) = CO2 (г.) + 393,5 кДж Найти тепловой эффект реакции 2CO (г.) + O2 (г.) = 2CO2 (г.).Решение Умножим первое и второе уравнение на 2
2C (тв.) + O2 (г.)= 2CO (г.) + 221 кДж 2С (тв.) + 2O2 (г.) = 2CO2 (г.) + 787 кДж
Вычтем из второго уравнения первое
O2 (г.) = 2CO2 (г.) + 787 кДж – 2CO (г.) – 221 кДж,
2CO (г.) + O2 (г.) = 2CO2 (г.) + 566 кДж Ответ: 566 кДж/моль.
Замечание: При изучении термохимии мы рассматриваем химическую реакцию извне (снаружи). Напротив, химическая термодинамика – наука о поведении химических систем – рассматривает систему изнутри и оперирует понятием «энтальпии»H как тепловой энергии системы. Энтальпия, таким
Лекция 6. Термохимия. Тепловой эффект химической реакции образом, имеет тот же смысл, что и количество теплоты, но имеет противоположный знак: если энергия выделяется из системы, окружающая среда её получает и греется, а система энергию теряет.
Литература :
1. учебник, В.В. Еремин, Н.Е. Кузьменко и др., Химия 9 класс, параграф 19,
2. Учебно-методическое пособие «Основы общей химии» Часть 1.
Составители – С.Г. Барам, И.Н. Миронова. – взять с собой! на следующее семинарское занятие
3. А.В. Мануйлов. Основы химии. http://hemi.nsu.ru/index.htm
§9.1 Тепловой эффект химической реакции. Основные законы термохимии.
§9.2** Термохимия (продолжение). Теплота образования вещества из элементов.
Стандартная энтальпия образования.
Внимание!
Мы переходим к решению расчетных задач, поэтому на семинары по химии отныне и впредь желателен калькулятор.
ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ
,
теплота, выделенная или поглощенная термодинамич. системой при протекании в
ней хим. р-ции. Определяется при условии, что система не совершает никакой работы
(кроме возможной работы расширения), а т-ры и продуктов равны. Поскольку
теплота не является ф-цией состояния, т.е. при переходе между состояниями зависит
от пути перехода, то в общем случае тепловой эффект не может служить характеристикой
конкретной р-ции. В двух случаях бесконечно малое кол-во теплоты (элементарная
теплота) d
Q совпадает с полным дифференциалом ф-ции состояния: при
постоянстве объема d
Q = = dU (U-внутр. энергия системы),
а при постоянстве d
Q = dH (H-энтальпия системы).
Практически важны два типа
тепловых эффектов -изотермо-изобар-ный (при постоянных т-ре Т и р)
и изотермо-изо-хорный (при постоянных Т и объеме V). Различают
дифференциальный и интегральный тепловые эффекты . Дифференциальный тепловой эффект определяется
выражениями:
где u i ,
h i -соотв. парциальные молярные внутр. энергия и ;
v i -стехиометрич. коэф. (v i > 0 для продуктов,
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,
р-ция наз. эндотермической, при обратном знаке эффекта-экзотермической. Два
типа эффектов связаны соотношением:
Температурная зависимость
теплового эффекта дается , применение к-рого, строго говоря,
требует знания парциальных молярных всех участвующих в р-ции в-в,
однако в большинстве случаев эти величины неизвестны. Поскольку для р-ций, протекающих
в реальных р-рах и др. термодинамически неидеальных средах, тепловые эффекты, как и
др. , существенно зависят от состава системы и
эксперим. условий, разработан подход, облегчающий сопоставление разных
р-ций и систематику тепловых эффектов . Этой цели служит понятие стандартного теплового эффекта
(обозначается).
Под стандартным понимается тепловой эффект , осуществляемой (часто гипртетичес-ки) в
условиях, когда все участвующие в р-ции в-ва находятся
в заданных . Дифференц. и интегральный стандартные
тепловые эффекты всегда численно совпадают. Стандартный тепловой эффект легко рассчитать с использованием
таблиц стандартных теплот образования или теплот сгорания в-в (см. ниже). Для
неидеальных сред между реально измеренными и стандартными тепловыми эффектами существует
большое расхождение, что необходимо иметь в виду при использовании тепловых эффектов в
термодинамических расчетах. Напр., для щелочного диацетимида [(СН 3 СО) 2
NH (тв) + Н 2 О(ж) = = СН 3 СОКН 2 (тв) + СН 3 СООН(ж)+]
в 0,8 н. р-ре NaOH в водном (58% по массе ) при 298 К измеренный
тепловой эффект D
H 1 = - 52,3 кДж/ . Для той же р-ции в стандартных
условиях получено =
- 18,11 кДж/ .
Столь значит. разница объясняется тепловыми эффектами, сопровождающими
в-в в указанном р-рителе (теплотами ). Для твердого , жидкой
уксусной к-ты и теплоты равны соотв.: D
H 2
= 13,60; D
H 3 = - 48,62; D
H 4 =
- 0,83 кДж/ , так что=
D
H 1 - D
H 2 - D
H 3
+ D
H 4 . Из примера вид
но,
что при исследованиях тепловых эффектов важны измерения тепловых эффектов сопутствующих
физ.-хим. процессов.
Изучение тепловых эффектов составляет
важнейшую задачу . Осн. эксперим. метод -калориметрия. Совр.
аппаратура позволяет изучать тепловые эффекты в газовой, жидкой и твердой фазах, на границе
раздела фаз, а также в сложных . системах. Диапазон типичных значений измеряемых
тепловых эффектов составляет от сотен Дж/ до сотен кДж/ . В табл. приводятся данные
калориметрич. измерений тепловых эффектов нек-рых р-ций. Измерение тепловых эффектов
, разведения, а также теплот позволяет
перейти от реально измеренных тепловых эффектов к стандартным.
Важная роль принадлежит
тепловым эффектам двух типов - теплотам образования соед. из простых в-в и теплотам сгорания
в-в в чистом с образованием высших элементов, из к-рых состоит
в-во. Эти тепловые эффекты приводятся к стандартным условиям и табулируются. С их помощью
легко рассчитать любой тепловой эффект ; он равен алгебраич. сумме теплот образования
или теплот сгорания всех участвующих в р-ции в-в:
Применение табличных величин
позволяет
вычислять
тепловые эффекты мн. тысяч р-ций, хотя сами эти величины известны лишь для неск.
тыс. соединений. Такой метод расчета непригоден, однако, для р-ций с небольшими
тепловыми эффектами, т. к. расчетная малая величина, полученная как алгебраич.
сумма неск. больших величин, характеризуется погрешностью, к-рая по абс. величине
может превосходить тепловой эффект . Расчет тепловых эффектов с помощью величин 
основан на том, что есть ф-ция состояния. Это позволяет составлять
системы термохим. ур-ний для определения теплового эффекта требуемой р-ции (см.
). Вычисляют практически всегда стандартные тепловые эффекты .
Помимо рассмотренного выше метода расчет тепловых эффектов проводят по температурной зависимости
-ур-ния
|
В результате изучения данной темы вы узнаете:
В результате изучения данной темы вы научитесь:
Учебные вопросы: |
6.1. Энергетика химических процессов
6.1.1. Внутренняя энергия и энтальпия
В любом процессе соблюдается закон сохранения энергии:
Q = Δ U + A.
Это равенство означает, что если к системе подводится теплота Q, то она расходуется на изменение внутренней энергии Δ U и на совершение работы А.
Внутренняя энергия системы – это общий ее запас, включающий энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию движения электронов в атомах, энергию взаимодействия ядер с электронами, ядер с ядрами и т.д., т.е. все виды энергии, кроме кинетической и потенциальной энергии системы в целом.
Работа, совершаемая системой при переходе из состояния 1, характеризуемого объемом V 1 , в состояние 2 (объем V 2) при постоянном давлении (работа расширения), равна:
А = р(V 2 - V 1).
При постоянном давлении (р=const) с учетом выражения для работы расширения закон сохранения энергии запишется следующим образом:
Q = (U 2 + pV 2) – (U 1 + pV 1).
Сумма внутренней энергии системы и произведения ее объема на давление называется энтальпией Н:
Поскольку точное значение внутренней энергии системы неизвестно, абсолютные величины энтальпий также не могут быть получены. Научное значение имеют и практическое применение находят изменения энтальпий Δ Н.
Внутренняя энергия U и энтальпия Н представляют собой функции состояния системы. Функциями состояния являются такие характеристики системы, изменения которых определяются лишь конечным и начальным состоянием системы, т.е. не зависят от пути процесса.
6.1.2. Экзо- и эндотермические процессы
Протекание химических реакций сопровождается поглощением или выделением теплоты. Экзотермической называют реакцию, протекающую с выделением теплоты в окружающую среду, а эндотермической – с поглощением теплоты из окружающей среды.
Многие процессы в промышленности и в лабораторной практике протекают при постоянных давлении и температуре (Т=const, р=const). Энергетической характеристикой этих процессов является изменение энтальпии:
Q P = -Δ Н.
Для процессов, протекающих при постоянных объеме и температуре (Т=const, V=const) Q V =-Δ U.
Для экзотермических реакций Δ Н < 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н > 0. Например,
N 2(г) + ЅO 2(г) = N 2 O (г) ; ΔН 298 = +82кДж,
CH 4(г) + 2O 2(г) = CO 2(г) + 2H 2 O (г) ; ΔН 298 = -802кДж.
Химические уравнения, в которых дополнительно указывается тепловой эффект реакции (величина DН процесса), а также агрегатное состояние веществ и температура, называются термохимическими уравнениями.
В термохимических уравнениях отмечают фазовое состояние и аллотропные модификации реагентов и образующихся веществ: г – газообразное, ж – жидкое, к – кристаллическое; S (ромб) , S (монокл) , С (графит) , С (алмаз) и т.д.
6.1.3. Термохимия; закон Гесса
Энергетические явления, сопровождающие физические и химические процессы изучает термохимия . Основным законом термохимии является закон, сформулированный русским ученым Г.И. Гессом в 1840 году.
Закон Гесса: изменение энтальпии процесса зависит от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути процесса.
При рассмотрении термохимических эффектов часто вместо понятия «изменение энтальпии процесса» используют выражение «энтальпия процесса», подразумевая под этим понятием величину Δ Н. Неправильно использовать при формулировке закона Гесса понятие «тепловой эффект процесса», поскольку величина Q в общем случае не является функцией состояния. Как выше было указано, только при постоянном давлении Q P =-Δ Н (при постоянном объеме Q V =-Δ U).
Так, образование PCl 5 можно рассматривать как результат взаимодействия простых веществ:
P (к, белый) + 5/2Cl 2(г) = PCl 5(к) ; Δ Н 1 ,
или как результат процесса, протекающего в несколько стадий:
P (к, белый) + 3/2Cl 2(г) = PCl 3(г) ; Δ Н 2 ,
PCl 3(г) + Cl 2(г) = PCl 5(к) ; Δ Н 3 ,
или суммарно:
P (к, белый) + 5/2Cl 2(г) = PCl 5(к) ; Δ Н 1 = Δ Н 2 + Δ Н 3 .
6.1.4. Энтальпии образования веществ
Энтальпией образования называется энтальпия процесса образования вещества в данном агрегатном состоянии из простых веществ, находящихся в устойчивых модификациях. Энтальпией образования сульфата натрия, например, является энтальпия реакции:
2Na (к) + S (ромб) +2O 2(г) = Na 2 SO 4(к) .
Энтальпия образования простых веществ равна нулю.
Поскольку тепловой эффект реакции зависит от состояния веществ, температуры и давления, то при проведении термохимических расчетов условились использовать стандартные энтальпии образования – энтальпии образования веществ, находящихся при данной температуре в стандартном состоянии . В качестве стандартного состояния для веществ, находящихся в конденсированном состоянии принято реальное состояние вещества при данной температуре и давлении 101,325 кПа (1 атм). В справочниках обычно приводятся стандартные энтальпии образования веществ при температуре 25 o С (298К), отнесенные к 1 моль вещества (Δ Н f o 298). Стандартные энтальпии образования некоторых веществ при Т=298К приведены в табл. 6.1.
Таблица 6.1.
Стандартные энтальпии образования (Δ Н f o 298) некоторых веществ
Вещество |
Δ Н f o 298 , кДж/моль |
Вещество |
Δ Н f o 298 , кДж/моль |
Стандартные энтальпии образования большинства сложных веществ являются отрицательными величинами. Для небольшого числа неустойчивых веществ Δ Н f o 298 > 0. К числу таких веществ, в частности, относятся оксид азота(II) и оксид азота(IV), табл.6.1.
6.1.5. Расчет тепловых эффектов химических реакций
Для расчета энтальпий процессов используется следствие из закона Гесса: энтальпия реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов .
Рассчитаем энтальпию разложения карбоната кальция. Процесс описывается следующим уравнением:
СаСО 3(к) = CaO (к) + CO 2(г) .
Энтальпия этой реакции будет равна сумме энтальпий образования оксида кальция и углекислого газа за вычетом энтальпии образования карбоната кальция:
Δ Н o 298 = Δ Н f o 298 (СаО (к)) + Δ Н f o 298 (СО 2(г)) - Δ Н f o 298 (СаСО 3(к)).
Используя данные табл.6.1. получаем:
Δ Н o 298 = - 635,1 -393,5 + 1206,8 = + 178,2 кДж.
Из полученных данных следует, что рассматриваемая реакция является эндотермической, т.е. протекает с поглощением тепла.
CaO (к) + CO 2(к) = СаСО 3(к)
Сопровождается выделением теплоты. Ее энтальпия окажется равной
Δ Н o 298 = -1206,8 +635,1 + 393,5 = -178,2 кДж.
6.2. Скорость химических реакций
6.2.1. Понятие скорости реакции
Раздел химии, в котором рассматриваются скорость и механизмы химических реакций называется химической кинетикой . Одним из ключевых понятий в химической кинетике является скорость химической реакции.
Скорость химической реакции определяется изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени при неизменном объеме системы.
Рассмотрим следующий процесс:
Пусть в какой–то момент времени t 1 концентрация вещества А равна величине с 1 , а в момент t 2 – величине с 2 . За промежуток времени от t 1 до t 2 , изменение концентрации составит Δ с = с 2 – с 1 . Средняя скорость реакции равна:
Знак минус ставится потому, что по мере протекания реакции (Δ t> 0) концентрация вещества уменьшается (Δ с< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.
Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и от условий протекания реакций: концентрации, температуры, присутствия катализатора, давления (для газовых реакций) и некоторых других факторов. В частности, при увеличении площади соприкосновения веществ скорость реакции увеличивается. Скорость реакции также возрастает при увеличении скорости перемешивания реагирующих веществ.
Численное значение скорости реакции зависит также от того, по какому компоненту рассчитывается скорость реакции. Так, например, скорость процесса
Н 2 + I 2 = 2HI,
рассчитанная по изменению концентрации HI в два раза больше скорости реакции, вычисленной по изменению концентрации реагентов Н 2 или I 2 .
6.2.2. Зависимость скорости реакции от концентрации; порядок и молекулярность реакции
Основной закон химической кинетики – закон действующих масс –устанавливает зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.
Скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ . Для реакции, записанной в общем виде как
аA + bB = cC + dD,
зависимость скорости реакции от концентрации имеет вид:
v = k [A] α [B] β .
В данном кинетическом уравнении k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости ; [A] и [B] – концентрации веществ А и В. Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от их концентраций. Коэффициенты α и β находят из экспериментальных данных.
Сумма показателей степеней в кинетических уравнениях называется общим порядком реакции. Различают также частный порядок реакции по одному из компонентов. Например, для реакции
Н 2 + С1 2 = 2 НС1
Кинетическое уравнение выглядит так:
v = k 1/2 ,
т.е. общий порядок равен 1,5 а порядки реакции по компонентам Н 2 и С1 2 равны соответственно 1 и 0,5.
Молекулярность реакции определяется числом частиц, одновременным соударением которых осуществляется элементарный акт химического взаимодействия. Элементарный акт (элементарная стадия) – единичный акт взаимодействия или превращения частиц (молекул, ионов, радикалов) в другие частицы. Для элементарных реакций молекулярность и порядок реакции совпадают. Если процесс многостадиен и поэтому запись уравнения реакции не раскрывает механизма процесса, порядок реакции не совпадает с ее молекулярностью.
Химические реакции подразделяют на простые (одностадийные) и сложные, протекающие в несколько стадий.
Мономолекулярная реакция – это реакция, в которой элементарный акт представляет собой химическое превращение одной молекулы. Например:
СН 3 СНО (г) = СН 4(г) + СО (г) .
Бимолекулярная реакция – реакция, элементарный акт в которой осуществляется при столкновении двух частиц. Например:
H 2(г) + I 2(г) = 2 HI (г) .
Тримолекулярная реакция – простая реакция, элементарный акт которой осуществляется при одновременном столкновении трех молекул. Например:
2NO (г) + O 2(г) = 2 NO 2(г) .
Установлено, что одновременное столкновение более чем трех молекул, приводящее к образованию продуктов реакции, практически невозможно.
Закон действующих масс не распространяется на реакции, протекающие с участием твердых веществ, поскольку их концентрации постоянны и они реагируют лишь на поверхности. Скорость таких реакций зависит от величины поверхности соприкосновения между реагирующими веществами.
6.2.3. Зависимость скорости реакции от температуры
Скорость химических реакций при повышении температуры возрастает. Это увеличение вызвано возрастанием кинетической энергии молекул. В 1884 году голландский химик Вант-Гофф сформулировал правило: при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость химических реакций увеличивается в 2-4 раза.
Правило Вант-Гоффа записывается в виде:
,
где V t 1 и V t 2 - скорости реакции при температурах t 1 и t 2 ; γ - температурный коэффициент скорости, равный 2 - 4.
Правило Вант-Гоффа используется для приближенной оценки влияния температуры на скорость реакции. Более точное уравнение, описывающее зависимость константы скорости реакции от температуры, предложил в 1889 году шведский ученый С. Аррениус:
.
В уравнении Аррениуса А – константа, Е – энергия активации (Дж/моль); Т – температура, К.
Согласно Аррениусу не все столкновения молекул приводят к химическим превращениям. Лишь молекулы, обладающие некоторой избыточной энергией способны прореагировать. Эта избыточная энергия, которой должны обладать сталкивающиеся частицы, чтобы между ними произошла реакция, называется энергией активации .
6.3. Понятие о катализе и катализаторах
Катализатором называется вещество, изменяющее скорость химической реакции, но остающееся химически неизменным по окончании реакции.
Одни катализаторы ускоряют реакцию, другие, называемые ингибиторами , замедляют ее протекание. Например, добавление в качестве катализатора небольшого количества МnO 2 к пероксиду водорода Н2О2 вызывает бурное разложение:
2 Н 2 O 2 –(MnO 2) 2 Н 2 O + O 2 .
В присутствии небольших количеств серной кислоты наблюдается уменьшение скорости разложения Н 2 О 2 . В этой реакции серная кислота выступает в роли ингибитора.
В зависимости от того, находится ли катализатор в той же фазе, что и реагирующие вещества или образует самостоятельную фазу, различают гомогенный и гетерогенный катализ .
Гомогенный катализ
В случае гомогенного катализа реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе, например, газообразной. Механизм действия катализатора основан на том, что он вступает во взаимодействие с реагирующими веществами с образованием промежуточных соединений.
Рассмотрим механизм действия катализатора. В отсутствие катализатора реакция
Протекает очень медленно. Катализатор образует с исходными веществами (например, с веществом В) реакционноспособный промежуточный продукт:
который энергично реагирует с другим исходным веществом с образованием конечного продукта реакции:
ВК + А = АВ + К.
Гомогенный катализ имеет место, например, в процессе окисления оксида серы(IV) в оксид серы(VI), который происходит в присутствии оксидов азота.
Гомогенная реакция
2 SO 2 + O 2 = 2 SO 3
в отсутствии катализатора идет очень медленно. Но при введении катализатора (NO) происходит образование промежуточного соединения (NO2):
O 2 + 2 NO = 2 NO 2 ,
которое легко окисляет SO 2:
NO 2 + SO 2 = SO 3 + NO.
Энергия активации последнего процесса очень мала, поэтому реакция протекает с высокой скоростью. Таким образом, действие катализаторов сводится к уменьшению энергии активации реакции.
Гетерогенный катализ
При гетерогенном катализе катализатор и реагирующие вещества находятся в различных фазах. Катализатор обычно находится в твердом, а реагирующие вещества в жидком или газообразном состояниях. При гетерогенном катализе ускорение процесса обычно связано с каталитическим действием поверхности катализатора.
Катализаторы отличаются избирательностью (селективностью) действия. Так, например, в присутствии катализатора оксида алюминия Al 2 O 3 при 300 o С из этилового спирта получают воду и этилен:
С 2 Н 5 OН –(Al 2 O 3) С 2 Н 4 + Н 2 O.
При той же температуре, но в присутствии в качестве катализатора меди Cu, происходит дегидрирование этилового спирта:
С 2 Н 5 OН –(Cu) СН 3 СНО + Н 2 .
Небольшие количества некоторых веществ снижают или даже полностью уничтожают активность катализаторов (отравление катализаторов). Такие вещества называются каталитическими ядами . Например, кислород вызывает обратимое отравление железного катализатора при синтезе NH 3 . Восстановить активность катализатора можно путем пропускания очищенной от кислорода свежей смеси азота и водорода. Сера вызывает необратимое отравление катализатора при синтезе NH 3 . Его активность пропусканием свежей смеси N 2 +Н 2 восстановить уже не удается.
Вещества, усиливающие действие катализаторов реакции, называются промоторами , или активаторами (промотирование платиновых катализаторов, например, производится путем добавок железа или алюминия).
Более сложен механизм гетерогенного катализа. Для его объяснения используется адсорбционная теория катализа. Поверхность катализатора неоднородна, поэтому на ней имеются так называемые активные центры. На активных центрах происходит адсорбция реагирующих веществ. Последний процесс вызывает сближение реагирующих молекул и повышение их химической активности, так как у адсорбированных молекул ослабляется связь между атомами, увеличивается расстояние между атомами.
С другой стороны, считают, что ускоряющее действие катализатора в гетерогенном катализе связано с тем, что реагирующие вещества образуют промежуточные соединения (как и в случае гомогенного катализа), что приводит к снижению энергии активации.
6.4. Химическое равновесие
Необратимые и обратимые реакции
Реакции, протекающие только в одном направлении и завершающиеся полным превращением исходных веществ в конечные вещества, называются необратимыми.
Необратимыми, т.е. протекающими до конца, являются реакции в которых
Химические реакции, которые могут идти в противоположных направлениях, называются обратимыми. Типичными обратимыми реакциями является реакции синтеза аммиака и окисления оксида серы(IV) в оксид серы(VI):
N 2 + 3 H 2 2 NH 3 ,
2 SO 2 + O 2 2 SO 3 .
При написании уравнений обратимых реакций вместо знака равенства ставят две стрелки, направленные в противоположные стороны.
В обратимых реакциях скорость прямой реакции в начальный момент времени имеет максимальное значение, которое убывает по мере уменьшения концентрации исходных реагентов. Напротив, обратная реакция вначале имеет минимальную скорость, возрастающую по мере увеличения концентрации продуктов. В результате, наступает момент, когда скорости прямой и обратной реакции становятся равны между собой и в системе устанавливается химическое равновесие.
Химическое равновесие
Состояние системы реагирующих веществ, при котором скорость прямой реакции становится равной скорости обратной реакции, называется химическим равновесием.
Химическое равновесие называется также истинным равновесием. Помимо равенства скоростей прямой и обратной реакций, истинное (химическое) равновесие характеризуется следующими признаками:
- состояние системы одинаково независимо от того, с какой стороны система подходит к равновесию – со стороны исходных веществ или со стороны продуктов реакции.
неизменность состояния системы вызвана протеканием прямой и обратной реакции, то есть равновесное состояние является динамическим;
состояние системы остается неизменным во времени, если на систему не оказывается внешнее воздействие;
любое внешнее воздействие вызывает смещение равновесия системы; однако, если внешнее воздействие снимается, то система снова возвращается в исходное состояние;
От истинного следует отличать кажущееся равновесие . Так, например, смесь кислорода и водорода в закрытом сосуде при комнатной температуре может сохраняться сколь угодно долго. Однако инициирование реакции (электрический разряд, ультрафиолетовое облучение, повышение температуры) вызывает необратимое протекание реакции образования воды.
6.5. Принцип Ле Шателье
Влияние изменения внешних условий на положение равновесия определяется принципом Ле Шатель е (Франция, 1884 год): если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, производить какое–либо внешнее воздействие, то равновесие в системе сместится в сторону ослабления этого воздействия.
Принцип Ле Шателье применим не только к химическим процессам, но и к физическим, таким как кипение, кристаллизация, растворение и т. д.
Рассмотрим влияние различных факторов на химическое равновесие на примере реакции синтеза аммиака:
N 2 + 3 H 2 2 NH 3 ; Δ H = -91,8 кДж.
Влияние концентрации на химическое равновесие.
В соответствии с принципом Ле Шателье увеличение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону образования продуктов реакции. Увеличение же концентрации продуктов реакции смещает равновесие в сторону образования исходных веществ.
В рассмотренном выше процессе синтеза аммиака введение в равновесную систему дополнительных количеств N 2 или H 2 вызывает смещение равновесия в том направлении, при котором концентрация этих веществ уменьшается, следовательно, происходит сдвиг равновесия в сторону образования NH3. Увеличение концентрации аммиака смещает равновесие в сторону исходных веществ.
Катализатор одинаково ускоряет как прямую так и обратную реакции, поэтому введение катализатора не влияет на химическое равновесие.
Влияние температуры на химическое равновесие
При повышении температуры равновесие сдвигается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.
Степень смещения равновесия определяется абсолютной величиной теплового эффекта: чем больше величина Δ H реакции, тем значительнее влияние температуры.
В рассматриваемой реакции синтеза аммиака повышение температуры сместит равновесие в сторону исходных веществ.
Влияние давления на химическое равновесие
Изменение давления оказывает влияние на химическое равновесие с участием газообразных веществ. Согласно принципу Ле Шателье, повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, протекающей с уменьшением объема газообразных веществ, а понижение давления сдвигает равновесие в противоположную сторону. Реакции синтеза аммиака протекает с уменьшением объема системы (в левой части уравнения находится четыре объема, в правой – два). Поэтому повышение давления смещает равновесие в сторону образования аммиака. Уменьшение давления сместит равновесие в обратную сторону. Если в уравнении обратимой реакции число молекул газообразных веществ в правой и левой частях равны (реакция протекает без изменения объема газообразных веществ), то давление не влияет на положение равновесия в этой системе.
Предыдущая статья: Чему равна скорость света Следующая статья: Углерод — характеристика элемента и химические свойства