Digunakan untuk menghitung efek termal suatu reaksi. Efek termal dari reaksi kimia
Latihan 81.
Hitung jumlah kalor yang akan dilepaskan selama reduksi Fe 2 HAI 3 logam aluminium jika diperoleh 335,1 g besi. Jawaban: 2543,1 kJ.
Larutan:
Persamaan reaksi:
= (Al 2 O 3) - (Fe 2 O 3) = -1669,8 -(-822,1) = -847,7 kJ
Perhitungan jumlah kalor yang dilepaskan ketika memperoleh 335,1 g besi dibuat dari perbandingan:
(2 . 55,85) : -847,7 = 335,1 : X; x = (0847.7 . 335,1)/ (2 . 55,85) = 2543,1 kJ,
dimana 55,85 massa atom besi.
Menjawab: 2543,1 kJ.
Efek termal dari reaksi
Tugas 82.
Gas etil alkohol C2H5OH dapat diperoleh melalui interaksi etilen C 2 H 4 (g) dan uap air. Tuliskan persamaan termokimia untuk reaksi ini, setelah menghitung terlebih dahulu efek termalnya. Jawab: -45,76 kJ.
Larutan:
Persamaan reaksinya adalah:
C 2 H 4 (g) + H 2 O (g) = C2H 5 OH (g); = ?
Nilai kalor standar pembentukan zat diberikan dalam tabel khusus. Mengingat kalor pembentukan zat sederhana secara konvensional dianggap nol. Mari kita hitung efek termal reaksi menggunakan konsekuensi hukum Hess, kita peroleh:
= (C 2 H 5 OH) – [ (C 2 H 4) + (H 2 O)] =
= -235,1 -[(52,28) + (-241,83)] = - 45,76 kJ
Persamaan reaksi yang berisi tentang simbol senyawa kimia keadaan agregasi atau modifikasi kristalnya ditunjukkan, serta nilai numerik efek termal, yang disebut termokimia. Dalam persamaan termokimia, kecuali dinyatakan secara spesifik, nilai efek termal pada tekanan konstan Q p ditunjukkan sama dengan perubahan entalpi sistem. Nilai biasanya diberikan di sisi kanan persamaan, dipisahkan dengan koma atau titik koma. Sebutan singkat berikut untuk keadaan agregasi suatu zat diterima: G- berbentuk gas, Dan- cairan, Ke
Jika panas dilepaskan sebagai akibat suatu reaksi, maka< О. Учитывая сказанное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции:
C 2 H 4 (g) + H 2 O (g) = C 2 H 5 OH (g); = - 45,76 kJ.
Menjawab:- 45,76 kJ.
Tugas 83.
Hitung efek termal reaksi reduksi besi (II) oksida dengan hidrogen berdasarkan persamaan termokimia berikut:
a) EO (k) + CO (g) = Fe (k) + CO 2 (g); = -13,18 kJ;
b) CO (g) + 1/2O 2 (g) = CO 2 (g); = -283,0 kJ;
c) H 2 (g) + 1/2O 2 (g) = H 2 O (g); = -241,83 kJ.
Jawaban: +27,99 kJ.
Larutan:
Persamaan reaksi reduksi besi (II) oksida dengan hidrogen berbentuk:
EeO (k) + H 2 (g) = Fe (k) + H 2 O (g); = ?
= (H2O) – [ (FeO)
Panas pembentukan air diberikan oleh persamaan
H 2 (g) + 1/2O 2 (g) = H 2 O (g); = -241,83 kJ,
dan kalor pembentukan besi (II) oksida dapat dihitung dengan mengurangkan persamaan (a) dari persamaan (b).
=(c) - (b) - (a) = -241,83 – [-283,o – (-13,18)] = +27,99 kJ.
Menjawab:+27,99kJ.
Tugas 84.
Ketika gas hidrogen sulfida dan karbon dioksida berinteraksi, uap air dan karbon disulfida CS 2 (g) terbentuk. Tulis persamaan termokimia untuk reaksi ini dan hitung terlebih dahulu efek termalnya. Jawaban: +65,43 kJ.
Larutan:
G- berbentuk gas, Dan- cairan, Ke-- kristal. Simbol-simbol ini dihilangkan jika keadaan agregat zat terlihat jelas, misalnya O 2, H 2, dll.
Persamaan reaksinya adalah:
2H 2 S (g) + CO 2 (g) = 2H 2 O (g) + CS 2 (g); = ?
Nilai kalor standar pembentukan zat diberikan dalam tabel khusus. Mengingat kalor pembentukan zat sederhana secara konvensional dianggap nol. Efek termal suatu reaksi dapat dihitung menggunakan akibat wajar dari hukum Hess:
= (H 2 O) + (СS 2) – [(H 2 S) + (СO 2)];
= 2(-241,83) + 115,28 – = +65,43 kJ.
2H 2 S (g) + CO 2 (g) = 2H 2 O (g) + CS 2 (g); = +65,43 kJ.
Menjawab:+65,43 kJ.
Persamaan reaksi termokimia
Tugas 85.
Tuliskan persamaan termokimia untuk reaksi antara CO (g) dan hidrogen, yang menghasilkan pembentukan CH 4 (g) dan H 2 O (g). Berapa banyak panas yang akan dilepaskan selama reaksi ini jika diperoleh 67,2 liter metana dalam hal kondisi normal? Jawab: 618,48 kJ.
Larutan:
Persamaan reaksi yang keadaan agregasi atau modifikasi kristalnya, serta nilai numerik efek termal ditunjukkan di sebelah simbol senyawa kimia, disebut termokimia. Dalam persamaan termokimia, kecuali dinyatakan secara khusus, nilai efek termal pada tekanan konstan Q p sama dengan perubahan entalpi sistem. Nilai biasanya diberikan di sisi kanan persamaan, dipisahkan dengan koma atau titik koma. Sebutan singkat berikut untuk keadaan agregasi suatu zat diterima: G- berbentuk gas, Dan- sesuatu, Ke- kristal. Simbol-simbol ini dihilangkan jika keadaan agregat zat terlihat jelas, misalnya O 2, H 2, dll.
Persamaan reaksinya adalah:
CO (g) + 3H 2 (g) = CH 4 (g) + H 2 O (g); = ?
Nilai kalor standar pembentukan zat diberikan dalam tabel khusus. Mengingat kalor pembentukan zat sederhana secara konvensional dianggap nol. Efek termal suatu reaksi dapat dihitung menggunakan akibat wajar dari hukum Hess:
= (H 2 O) + (CH 4) – (CO)];
= (-241,83) + (-74,84) – (-110,52) = -206,16 kJ.
Persamaan termokimianya menjadi:
22,4 : -206,16 = 67,2 : X; x = 67,2 (-206,16)/22?4 = -618,48 kJ; Q = 618,48 kJ.
Menjawab: 618,48 kJ.
Panas pembentukan
Tugas 86.
Efek termal reaksinya sama dengan panas pembentukan. Hitung kalor pembentukan NO berdasarkan persamaan termokimia berikut:
a) 4NH 3 (g) + 5O 2 (g) = 4NO (g) + 6H 2 O (l); = -1168,80 kJ;
b) 4NH 3 (g) + 3O 2 (g) = 2N 2 (g) + 6H 2 O (l); = -1530,28 kJ
Jawaban: 90,37 kJ.
Larutan:
Kalor pembentukan standar sama dengan kalor reaksi pembentukan 1 mol zat tertentu dari zat sederhana pada kondisi standar (T = 298 K; p = 1.0325.105 Pa). Pembentukan NO dari zat sederhana dapat direpresentasikan sebagai berikut:
1/2N 2 + 1/2O 2 = TIDAK
Diketahui reaksi (a), yang menghasilkan 4 mol NO, dan diketahui reaksi (b), yang menghasilkan 2 mol N2. Oksigen terlibat dalam kedua reaksi. Oleh karena itu, untuk menentukan kalor standar pembentukan NO, kita buat siklus Hess berikut, yaitu kita perlu mengurangi persamaan (a) dari persamaan (b):
Jadi, 1/2N 2 + 1/2O 2 = TIDAK; = +90,37 kJ.
Menjawab: 618,48 kJ.
Tugas 87.
Kristal amonium klorida dibentuk oleh reaksi gas amonia dan hidrogen klorida. Tuliskan persamaan termokimia untuk reaksi ini, setelah menghitung terlebih dahulu efek termalnya. Berapa banyak kalor yang akan dilepaskan jika 10 liter amonia dikonsumsi dalam reaksi, dihitung dalam kondisi normal? Jawaban: 78,97 kJ.
Larutan:
Persamaan reaksi yang keadaan agregasi atau modifikasi kristalnya, serta nilai numerik efek termal ditunjukkan di sebelah simbol senyawa kimia, disebut termokimia. Dalam persamaan termokimia, kecuali dinyatakan secara khusus, nilai efek termal pada tekanan konstan Q p sama dengan perubahan entalpi sistem. Nilai biasanya diberikan di sisi kanan persamaan, dipisahkan dengan koma atau titik koma. Berikut ini telah diterima: Ke-- kristal. Simbol-simbol ini dihilangkan jika keadaan agregat zat terlihat jelas, misalnya O 2, H 2, dll.
Persamaan reaksinya adalah:
NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (k). ; = ?
Nilai kalor standar pembentukan zat diberikan dalam tabel khusus. Mengingat kalor pembentukan zat sederhana secara konvensional dianggap nol. Efek termal suatu reaksi dapat dihitung menggunakan akibat wajar dari hukum Hess:
= (NH4Cl) – [(NH 3) + (HCl)];
= -315,39 – [-46,19 + (-92,31) = -176,85 kJ.
Persamaan termokimianya menjadi:
Kalor yang dilepaskan selama reaksi 10 liter amonia dalam reaksi ini ditentukan dari perbandingan:
22,4 : -176,85 = 10 : X; x = 10 (-176,85)/22,4 = -78,97 kJ; Q = 78,97 kJ.
Menjawab: 78,97 kJ.
Setiap reaksi kimia disertai dengan pelepasan atau penyerapan energi dalam bentuk panas.
Berdasarkan pelepasan atau penyerapan panas, mereka membedakannya eksotermik Dan endotermik reaksi.
Eksotermik reaksi adalah reaksi yang melepaskan panas (+Q).
Reaksi endoterm adalah reaksi yang menyerap kalor (-Q).
Efek termal dari reaksi (Q) adalah jumlah panas yang dilepaskan atau diserap selama interaksi sejumlah reagen awal.
Persamaan termokimia adalah persamaan yang menjelaskan efek termal suatu reaksi kimia. Jadi, misalnya persamaan termokimianya adalah:
Perlu juga dicatat bahwa persamaan termokimia harus mencakup informasi tentang keadaan agregat reagen dan produk, karena besarnya efek termal bergantung pada hal ini.
Perhitungan efek termal dari reaksi
Contoh tugas khas untuk mengetahui efek termal dari reaksi:
Ketika 45 g glukosa bereaksi dengan oksigen berlebih sesuai persamaan
C 6 H 12 O 6 (padat) + 6O 2 (g) = 6CO 2 (g) + 6H 2 O (g) + Q
700 kJ kalor dilepaskan. Tentukan efek termal dari reaksi tersebut. (Tuliskan bilangan tersebut ke bilangan bulat terdekat.)
Larutan:
Mari kita hitung jumlah glukosa:
n(C 6 H 12 O 6) = m(C 6 H 12 O 6) / M(C 6 H 12 O 6) = 45 g / 180 g/mol = 0,25 mol
Itu. Ketika 0,25 mol glukosa berinteraksi dengan oksigen, 700 kJ panas dilepaskan. Dari persamaan termokimia yang disajikan pada kondisi tersebut, interaksi 1 mol glukosa dengan oksigen menghasilkan sejumlah panas sebesar Q (efek termal reaksi). Maka proporsi berikut ini benar:
0,25 mol glukosa - 700 kJ
1 mol glukosa - Q
Dari proporsi ini persamaan yang sesuai sebagai berikut:
0,25 / 1 = 700 / Q
Memecahkan yang mana, kami menemukan bahwa:
Jadi, efek termal reaksinya adalah 2800 kJ.
Perhitungan menggunakan persamaan termokimia
Lebih sering masuk Tugas Ujian Negara Bersatu dalam termokimia, besarnya efek termal sudah diketahui, karena kondisi tersebut memberikan persamaan termokimia yang lengkap.
Dalam hal ini, perlu untuk menghitung jumlah panas yang dilepaskan/diserap dengan jumlah reagen atau produk yang diketahui, atau, sebaliknya, dengan nilai yang diketahui panas, diperlukan untuk menentukan massa, volume atau kuantitas suatu zat dari setiap peserta reaksi.
Contoh 1
Menurut persamaan reaksi termokimia
3Fe 3 O 4 (tv.) + 8Al (tv.) = 9Fe (tv.) + 4Al 2 O 3 (tv.) + 3330 kJ
68 g aluminium oksida terbentuk. Berapa banyak panas yang dilepaskan? (Tuliskan bilangan tersebut ke bilangan bulat terdekat.)
Larutan
Mari kita hitung jumlah zat aluminium oksida:
n(Al 2 O 3) = m(Al 2 O 3) / M(Al 2 O 3) = 68 g / 102 g/mol = 0,667 mol
Sesuai dengan persamaan reaksi termokimia, ketika 4 mol aluminium oksida terbentuk, 3330 kJ dilepaskan. Dalam kasus kita, 0,6667 mol aluminium oksida terbentuk. Setelah menyatakan jumlah kalor yang dilepaskan dalam kasus ini dengan x kJ, kita buat proporsinya:
4 mol Al 2 O 3 - 3330 kJ
0,667 mol Al 2 O 3 - x kJ
Proporsi ini sesuai dengan persamaan:
4 / 0,6667 = 3330 /x
Menyelesaikannya, kita menemukan bahwa x = 555 kJ
Itu. ketika 68 g aluminium oksida terbentuk sesuai dengan persamaan termokimia pada kondisi tersebut, 555 kJ kalor dilepaskan.
Contoh 2
Akibat suatu reaksi, persamaan termokimianya adalah
4FeS 2 (tv.) + 11O 2 (g) = 8SO 2 (g) + 2Fe 2 O 3 (tv.) + 3310 kJ
1655 kJ kalor dilepaskan. Tentukan volume (l) sulfur dioksida yang dilepaskan (no.). (Tuliskan bilangan tersebut ke bilangan bulat terdekat.)
Larutan
Sesuai dengan persamaan reaksi termokimia, ketika 8 mol SO 2 terbentuk, 3310 kJ kalor dilepaskan. Dalam kasus kami, 1655 kJ panas dilepaskan. Misalkan jumlah SO 2 yang terbentuk dalam hal ini adalah x mol. Maka proporsi berikut ini adil:
8 mol SO 2 - 3310 kJ
x mol SO 2 - 1655 kJ
Dari persamaan berikut:
8 / x = 3310/1655
Memecahkan yang mana, kami menemukan bahwa:
Jadi, jumlah zat SO2 yang terbentuk dalam hal ini adalah 4 mol. Oleh karena itu, volumenya sama dengan:
V(SO 2) = V m ∙ n(SO 2) = 22,4 l/mol ∙ 4 mol = 89,6 l ≈ 90 l(dibulatkan menjadi bilangan bulat, karena ini diperlukan dalam kondisi.)
Masalah yang lebih banyak dianalisis mengenai efek termal dari reaksi kimia dapat ditemukan.
Sama seperti salah satunya karakter fisik orang itu kekuatan fisik, karakteristik yang paling penting ikatan kimia apa pun adalah kekuatan ikatannya, mis. energinya.
Ingatlah bahwa energi ikatan kimia adalah energi yang dilepaskan selama pembentukan ikatan kimia atau energi yang harus dikeluarkan untuk memutuskan ikatan tersebut.
Reaksi kimia di kasus umum- Ini adalah transformasi suatu zat menjadi zat lain. Akibatnya, selama reaksi kimia, beberapa ikatan terputus dan ikatan lainnya terbentuk, mis. konversi energi.
Hukum dasar fisika menyatakan bahwa energi tidak muncul dari ketiadaan dan tidak hilang tanpa bekas, melainkan hanya berpindah dari satu bentuk ke bentuk lainnya. Karena sifatnya yang universal, prinsip ini jelas dapat diterapkan pada reaksi kimia.
Efek termal dari reaksi kimia disebut jumlah panas
dilepaskan (atau diserap) selama reaksi dan mengacu pada 1 mol zat yang bereaksi (atau terbentuk).
Efek termal dilambangkan dengan huruf Q dan biasanya diukur dalam kJ/mol atau kkal/mol.
Jika suatu reaksi terjadi dengan pelepasan kalor (Q > 0) disebut eksotermik, dan jika dengan penyerapan kalor (Q< 0) – эндотермической.
Jika kita menggambarkan secara skematis profil energi suatu reaksi, maka untuk reaksi endoterm, produknya memiliki energi lebih tinggi daripada reaktan, dan untuk reaksi eksotermik, sebaliknya, produk reaksi memiliki energi lebih rendah (lebih stabil) daripada reaktan.
Jelas bahwa semakin banyak zat bereaksi, semakin banyak zat yang bereaksi jumlah besar energi akan dilepaskan (atau diserap), mis. efek termal berbanding lurus dengan jumlah zat. Oleh karena itu, menghubungkan efek termal pada 1 mol suatu zat disebabkan oleh keinginan kita untuk membandingkan efek termal dari berbagai reaksi.
Kuliah 6. Termokimia. Efek termal dari reaksi kimia Contoh 1. Ketika 8,0 g tembaga(II) oksida direduksi dengan hidrogen, logam tembaga dan uap air terbentuk dan 7,9 kJ panas dilepaskan. Hitung efek termal dari reaksi reduksi tembaga(II) oksida.
Solusi. Persamaan reaksi: CuO (padat) + H2 (g) = Cu (solv) + H2 O (g) + Q (*)
Mari kita buat perbandingannya: ketika mereduksi 0,1 mol - 7,9 kJ dilepaskan; ketika mereduksi 1 mol - x kJ dilepaskan
Dimana x = + 79 kJ/mol. Persamaan (*) mengambil bentuk
CuO (padat) + H2 (g) = Cu (padat) + H2 O (g) +79 kJ
Persamaan termokimia adalah persamaan reaksi kimia, yang menunjukkan keadaan agregasi komponen campuran reaksi (reagen dan produk) dan efek termal dari reaksi.
Jadi, untuk mencairkan es atau menguapkan air, diperlukan sejumlah panas tertentu, sedangkan ketika air cair membeku atau uap air mengembun, jumlah panas yang sama dilepaskan. Inilah sebabnya mengapa kita merasa kedinginan saat keluar dari air (penguapan air dari permukaan tubuh membutuhkan energi), dan berkeringat bersifat biologis. mekanisme pertahanan dari tubuh yang terlalu panas. Sebaliknya, freezer membekukan air dan memanaskan ruangan di sekitarnya, melepaskan panas berlebih ke dalamnya.
Pada dalam contoh ini Efek termal dari perubahan keadaan agregasi air ditampilkan. Kalor peleburan (pada 0o C) λ = 3,34×105 J/kg (fisika), atau Qpl. = - 6,02 kJ/mol (kimia), kalor penguapan (penguapan) (pada 100o C) q = 2,26×106 J/kg (fisika) atau Qex. = - 40,68 kJ/mol (kimia).
meleleh
penguapan |
|||||
arr.298.
Kuliah 6. Termokimia. Efek termal dari reaksi kimia Tentu saja, proses sublimasi dimungkinkan jika berbentuk padat
masuk ke fase gas, melewati keadaan cair dan proses kebalikan dari pengendapan (kristalisasi) dari fase gas; bagi mereka juga dimungkinkan untuk menghitung atau mengukur efek termal.
Jelas bahwa setiap zat mempunyai ikatan kimia, oleh karena itu setiap zat mempunyai sejumlah energi tertentu. Namun, tidak semua zat dapat diubah menjadi satu sama lain melalui satu reaksi kimia. Oleh karena itu, kami sepakat untuk memperkenalkan negara standar.
Keadaan materi standar– ini adalah keadaan agregasi suatu zat pada suhu 298 K, tekanan 1 atmosfer dalam modifikasi alotropik paling stabil pada kondisi ini.
Ketentuan standar – ini adalah suhu 298 K dan tekanan 1 atmosfer. Kondisi baku (standard condition) ditunjukkan dengan indeks 0.
Panas standar pembentukan suatu senyawa adalah efek termal dari reaksi kimia pembentukan senyawa tertentu dari zat sederhana yang diambil dalam keadaan standarnya. Kalor pembentukan suatu senyawa dilambangkan dengan simbol Q 0 Untuk banyak senyawa, panas pembentukan standar diberikan dalam buku referensi besaran fisika-kimia.
Kalor pembentukan standar zat sederhana adalah 0. Misalnya sampel Q0, 298 (O2, gas) = 0, sampel Q0, 298 (C, padat, grafit) = 0.
Misalnya . Tuliskan persamaan termokimia pembentukan tembaga(II) sulfat. Dari buku referensi sampel Q0 298 (CuSO4) = 770 kJ/mol.
Cu (padat) + S (padat) + 2O2 (g) = CuSO4 (padat) + 770 kJ.
Catatan: persamaan termokimia dapat ditulis untuk zat apa pun, tetapi kita harus memahaminya kehidupan nyata reaksi terjadi dengan cara yang sangat berbeda: dari reagen yang terdaftar, oksida tembaga(II) dan sulfur(IV) terbentuk ketika dipanaskan, tetapi tembaga(II) sulfat tidak terbentuk. Kesimpulan penting: persamaan termokimia adalah model yang memungkinkan perhitungan; persamaan ini sesuai dengan data termokimia lainnya, namun tidak tahan terhadap pengujian praktis (yaitu, tidak dapat memprediksi dengan tepat kemungkinan atau ketidakmungkinan suatu reaksi).
(B j ) - ∑ a i × Q arr 0 ,298 i
Kuliah 6. Termokimia. Efek termal dari reaksi kimia
Klarifikasi. Agar tidak menyesatkan Anda, saya akan segera menambahkan termodinamika kimia itu dapat meramalkan kemungkinan/ketidakmungkinan suatu reaksi Namun, hal ini memerlukan “alat” yang lebih serius dan lebih dari itu kursus sekolah kimia. Persamaan termokimia dibandingkan dengan teknik ini adalah langkah pertama dengan latar belakang piramida Cheops - Anda tidak dapat melakukannya tanpanya, tetapi Anda tidak dapat mencapai ketinggian.
Contoh 2. Hitung efek termal dari kondensasi air seberat 5,8 g larutan. Proses kondensasi dijelaskan dengan persamaan termokimia H2 O (g.) = H2 O (l.) + Q – kondensasi biasanya merupakan proses eksotermik Kalor kondensasi air pada 25o C adalah 37 kJ/mol (buku referensi) .
Jadi, Q = 37 × 0,32 = 11,84 kJ.
Pada abad ke-19, ahli kimia Rusia Hess, yang mempelajari efek termal suatu reaksi, secara eksperimental menetapkan hukum kekekalan energi dalam kaitannya dengan reaksi kimia - hukum Hess.
Efek termal dari suatu reaksi kimia tidak bergantung pada jalur proses dan hanya ditentukan oleh perbedaan antara keadaan akhir dan awal.
Dari sudut pandang kimia dan matematika, hukum ini berarti kita bebas memilih “lintasan perhitungan” mana pun untuk menghitung suatu proses, karena hasilnya tidak bergantung padanya. Oleh karena itu, hukum Hess sangat penting akibat wajar dari hukum Hess.
Efek termal suatu reaksi kimia sama dengan jumlah kalor pembentukan produk reaksi dikurangi jumlah kalor pembentukan reaktan (dengan memperhitungkan koefisien stoikiometri).
Dari sudut pandang kewajaran Konsekuensi ini sesuai dengan proses di mana semua reaktan diubah terlebih dahulu menjadi zat sederhana, yang kemudian disusun kembali untuk membentuk produk reaksi.
Dalam bentuk persamaan, akibat dari hukum Hess adalah sebagai berikut: Persamaan reaksi: a 1 A 1 + a 2 A 2 + … + a n A n = b 1 B 1 + b 2 B 2 + … b
Dalam hal ini, a i dan b j adalah koefisien stoikiometri, A i adalah reagen, B j adalah produk reaksi.
Maka akibat hukum Hess berbentuk Q = ∑ b j × Q arr 0 ,298
k Bk + Q
(Ai)
Kuliah 6. Termokimia. Efek termal dari reaksi kimia Sejak panas standar pembentukan banyak zat
a) dirangkum dalam tabel khusus atau b) dapat ditentukan secara eksperimental, maka efek termal dapat diprediksi (dihitung) dengan sangat baik. jumlah besar reaksi dengan akurasi yang cukup tinggi.
Contoh 3. (Akibat hukum Hess). Hitung efek termal dari pembentukan uap metana yang terjadi dalam fase gas dalam kondisi standar:
CH4 (g) + H2 O (g) = CO (g) + 3 H2 (g)
Tentukan apakah reaksi tersebut eksoterm atau endoterm?
Solusi: Akibat Akibat Hukum Hess
Q = 3 Q0 | G ) +Q 0 | (CO ,g ) −Q 0 | G ) −Q 0 | HAI, g) - masuk pandangan umum. |
|||||
arr.298 | arr.298 | arr.298 | arr.298 | ||||||
Q putaran0 | 298 (H 2,g) = 0 | Zat sederhana dalam keadaan standar |
|||||||
Dari buku referensi kita menemukan kalor pembentukan sisa komponen campuran.
O,g) = 241,8 | (BERSAMA,g) = 110,5 | G) = 74,6 | |||||||||
arr.298 | arr.298 | arr.298 | |||||||||
Mengganti nilai ke dalam persamaan
Q = 0 + 110.5 – 74.6 – 241.8 = -205.9 kJ/mol, reaksinya sangat endotermik.
Jawaban: Q = -205,9 kJ/mol, endotermik
Contoh 4. (Penerapan hukum Hess). Panas reaksi yang diketahui
C (padat) + ½ O (g) = CO (g) + 110,5 kJ
C (padat) + O2 (g) = CO2 (g) + 393,5 kJ Tentukan efek termal dari reaksi 2CO (g) + O2 (g) = 2CO2 (g) Solusi Kalikan persamaan pertama dan kedua dengan 2
2C (sol.) + O2 (g.) = 2CO (g.) + 221 kJ 2C (solv.) + 2O2 (g.) = 2CO2 (g.) + 787 kJ
Kurangi persamaan pertama dari persamaan kedua
O2 (g) = 2CO2 (g) + 787 kJ – 2CO (g) – 221 kJ,
2CO (g) + O2 (g) = 2CO2 (g) + 566 kJ Jawaban: 566 kJ/mol.
Catatan: Saat mempelajari termokimia, kita memperhatikan reaksi kimia dari luar (luar). Sebaliknya, termodinamika kimia - ilmu tentang perilaku sistem kimia - mempertimbangkan sistem dari dalam dan beroperasi dengan konsep "entalpi" H sebagai energi panas sistem. Entalpi, jadi
Kuliah 6. Termokimia. Efek termal suatu reaksi kimia memiliki arti yang sama dengan jumlah panas, tetapi mempunyai arti tanda yang berlawanan: jika energi dilepaskan dari sistem, lingkungan ia menerimanya dan memanas, tetapi sistem kehilangan energi.
Literatur:
1. buku teks, V.V. Eremin, N.E. Kuzmenko dkk., Kimia kelas 9, paragraf 19,
2. Manual pendidikan dan metodologi“Dasar-dasar kimia umum" Bagian 1.
Disusun oleh S.G. Baram, DI. Mironov. - bawa bersamamu! untuk seminar berikutnya
3. A.V. Manuelov. Dasar-dasar kimia. http://hemi.nsu.ru/index.htm
§9.1 Efek termal dari reaksi kimia. Hukum dasar termokimia.
§9.2** Termokimia (lanjutan). Panas pembentukan suatu zat dari unsur-unsurnya.
Entalpi pembentukan standar.
Perhatian!
Kami beralih ke pemecahan masalah perhitungan, jadi kalkulator sekarang diperlukan untuk seminar kimia.
Panas pembentukan standar (entalpi pembentukan) suatu zat disebut entalpi reaksi pembentukan 1 mol zat tertentu dari unsur-unsur (zat sederhana, yaitu terdiri dari atom-atom yang sejenis) yang berada dalam keadaan standar paling stabil. Entalpi pembentukan standar zat (kJ/mol) diberikan dalam buku referensi. Saat menggunakan nilai referensi, perlu memperhatikan keadaan fase zat yang berpartisipasi dalam reaksi. Entalpi pembentukan zat sederhana yang paling stabil adalah 0.
Akibat wajar dari hukum Hess tentang perhitungan efek termal reaksi kimia oleh panas pembentukan : standar efek termal suatu reaksi kimia sama dengan perbedaan antara panas pembentukan produk reaksi dan panas pembentukan zat awal, dengan mempertimbangkan koefisien stoikiometri (jumlah mol) reaktan:
CH 4 + 2 BERSAMA = 3 C ( grafit ) + 2 jam 2 HAI.
televisi gas gas. gas
Kalor pembentukan zat dalam keadaan fase yang ditunjukkan diberikan dalam tabel. 1.2.
Tabel 1.2
Panas pembentukan zat
Larutan
Karena reaksinya terjadi pada P= konstanta, maka kita cari efek termal standar berupa perubahan entalpi berdasarkan kalor pembentukan yang diketahui sebagai akibat dari hukum Hess (rumus (1.17):
ΔH HAI 298 = ( 2 (–241,81) + 3 0) – (–74,85 + 2 (–110,53)) = –187,71 kJ = –187710 J.
ΔH HAI 298 < 0, реакция является экзотермической, протекает с выделением теплоты.
Kami menemukan perubahan energi internal berdasarkan persamaan (1.16):
kamu HAI 298 = ΔH HAI 298 – Δ ν RT.
Untuk reaksi tertentu, perubahan jumlah mol zat gas disebabkan oleh berlalunya reaksi kimia Δν = 2 – (1 + 2) = –1; T= 298 K, maka
Δ kamu HAI 298 = –187710 – (–1) · 8,314 · 298 = –185232 J.
Perhitungan efek termal standar reaksi kimia menggunakan panas standar pembakaran zat yang berpartisipasi dalam reaksi
Panas pembakaran standar (entalpi pembakaran) suatu zat
disebut efek termal oksidasi sempurna 1 mol zat tertentu (sampai oksida yang lebih tinggi atau senyawa yang diindikasikan secara khusus) dengan oksigen, asalkan zat awal dan akhir mempunyai suhu standar. Entalpi standar pembakaran zat 
(kJ/mol) diberikan dalam buku referensi. Dalam menggunakan nilai acuan perlu memperhatikan tanda entalpi reaksi pembakaran yang selalu eksotermik ( Δ
H
<0), а в таблицах указаны величины
.
Entalpi pembakaran oksida yang lebih tinggi (misalnya air dan karbon dioksida) adalah 0.
Akibat wajar dari hukum Hess tentang penghitungan efek termal reaksi kimia berdasarkan panas pembakaran : efek termal standar suatu reaksi kimia sama dengan perbedaan antara panas pembakaran zat awal dan panas pembakaran produk reaksi, dengan mempertimbangkan koefisien stoikiometri (jumlah mol) reaktan:
C 2 H 4 + H 2 HAI= C 2 N 5 DIA.
|
Sebagai hasil dari mempelajari topik ini, Anda akan belajar:
Sebagai hasil dari mempelajari topik ini, Anda akan belajar:
Pertanyaan studi: |
6.1. Energi proses kimia
6.1.1. Energi dalam dan entalpi
Dalam proses apa pun hukum kekekalan energi dipatuhi:
Q = Δ U + A.
Persamaan ini berarti bahwa jika kalor Q disuplai ke sistem, maka kalor tersebut digunakan untuk mengubah energi dalam U dan melakukan usaha A.
Energi dalam sistem adalah cadangan totalnya, termasuk energi gerak translasi dan rotasi molekul, energi gerak elektron dalam atom, energi interaksi inti dengan elektron, inti dengan inti, dan lain-lain, yaitu. semua jenis energi, kecuali energi kinetik dan potensial sistem secara keseluruhan.
Usaha yang dilakukan sistem selama transisi dari keadaan 1, yang bercirikan volume V 1, ke keadaan 2 (volume V 2) pada tekanan konstan (usaha muai) sama dengan:
SEBUAH = hal(V 2 - V 1).
Pada tekanan konstan (p=const), dengan memperhatikan persamaan usaha muai, hukum kekekalan energi akan ditulis sebagai berikut:
Q = (U 2 + pV 2) – (U 1 + pV 1).
Jumlah energi dalam suatu sistem dan hasil kali volume dan tekanannya disebut entalpi N:
Karena nilai pasti energi dalam sistem tidak diketahui, nilai absolut entalpi juga tidak dapat diperoleh. Perubahan entalpi ΔH memiliki signifikansi ilmiah dan penerapan praktis.
Energi dalam U dan entalpi H adalah fungsi negara sistem. Fungsi keadaan adalah ciri-ciri sistem yang perubahannya hanya ditentukan oleh keadaan akhir dan awal sistem, yaitu. tidak bergantung pada jalur proses.
6.1.2. Proses ekso dan endotermik
Terjadinya reaksi kimia disertai dengan penyerapan atau pelepasan panas. Eksotermik disebut reaksi yang terjadi dengan pelepasan panas ke lingkungan, dan endotermik– dengan penyerapan panas dari lingkungan.
Banyak proses dalam praktik industri dan laboratorium berlangsung pada tekanan dan suhu konstan (T=const, p=const). Karakteristik energi dari proses ini adalah perubahan entalpi:
Q P = -Δ N.
Untuk proses yang terjadi pada volume dan suhu konstan (T=const, V=const) Q V =-Δ U.
Untuk reaksi eksotermik Δ H< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Misalnya,
N 2 (g) + JADI 2 (g) = N 2 O (g); ΔН 298 = +82 kJ,
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g); ΔН 298 = -802 kJ.
Persamaan kimia, yang juga menunjukkan efek termal dari reaksi (nilai DH proses), serta keadaan agregasi zat dan suhu, disebut termokimia persamaan.
Dalam persamaan termokimia, keadaan fase dan modifikasi alotropik reaktan dan zat yang dihasilkan dicatat: g - gas, g - cair, j - kristal; S (berlian), S (lensa berlensa), C (grafit), C (berlian), dll.
6.1.3. Kimia panas; hukum Hess
Mempelajari fenomena energi yang menyertai proses fisik dan kimia kimia panas. Hukum dasar termokimia adalah hukum yang dirumuskan oleh ilmuwan Rusia G.I. Hess pada tahun 1840.
Hukum Hess: perubahan entalpi suatu proses bergantung pada jenis dan keadaan bahan awal dan produk reaksi, tetapi tidak bergantung pada jalur proses.
Ketika mempertimbangkan efek termokimia, alih-alih konsep "perubahan entalpi suatu proses", ungkapan "entalpi suatu proses" sering digunakan, yang berarti nilai Δ H dalam konsep ini. Tidak tepat menggunakan konsep " efek termal suatu proses” ketika merumuskan hukum Hess, karena nilai Q dalam kasus umum bukan merupakan fungsi keadaan. Sebagaimana dinyatakan di atas, hanya pada tekanan konstan Q P = -Δ N (pada volume konstan Q V = -Δ U).
Dengan demikian, pembentukan PCl 5 dapat dianggap sebagai hasil interaksi zat sederhana:
P (k, putih) + 5/2Cl 2 (g) = PCl 5 (k) ; ΔH 1,
atau sebagai akibat dari suatu proses yang terjadi dalam beberapa tahap:
P (k, putih) + 3/2Cl 2 (g) = PCl 3 (g); ΔH 2,
PCl 3(g) + Cl 2(g) = PCl 5(k); ΔH 3,
atau seluruhnya:
P (k, putih) + 5/2Cl 2 (g) = PCl 5 (k) ; Δ H 1 = Δ H 2 + Δ H 3.
6.1.4. Entalpi pembentukan zat
Entalpi pembentukan adalah entalpi proses pembentukan suatu zat dalam suatu zat keadaan agregasi dari zat sederhana dalam modifikasi stabil. Entalpi pembentukan natrium sulfat, misalnya, adalah entalpi reaksi:
2Na (k) + S (belah ketupat) + 2O 2 (g) = Na 2 SO 4 (k).
Entalpi pembentukan zat sederhana adalah nol.
Karena efek termal dari reaksi bergantung pada keadaan zat, suhu dan tekanan, ketika melakukan perhitungan termokimia disetujui untuk digunakan entalpi pembentukan standar– entalpi pembentukan zat yang terletak pada suhu tertentu di kondisi standar. Keadaan nyata suatu zat pada suhu dan tekanan tertentu 101,325 kPa (1 atm) diambil sebagai keadaan standar zat dalam keadaan terkondensasi. Buku referensi biasanya memberikan standar entalpi pembentukan zat pada suhu 25 o C (298 K), mengacu pada 1 mol zat (Δ H fo 298). Entalpi pembentukan standar beberapa zat pada T = 298 K diberikan dalam tabel. 6.1.
Tabel 6.1.
Entalpi pembentukan standar (Δ H fo 298) beberapa zat
Zat |
Δ Н fo 298, kJ/mol |
Zat |
Δ Н fo 298, kJ/mol |
Entalpi pembentukan standar sebagian besar zat kompleks adalah nilai negatif. Untuk sejumlah kecil zat yang tidak stabil, Δ Н fo 298 > 0. Zat tersebut, khususnya, meliputi oksida nitrat (II) dan oksida nitrat (IV), Tabel 6.1.
6.1.5. Perhitungan efek termal dari reaksi kimia
Untuk menghitung entalpi proses, digunakan akibat wajar dari hukum Hess: entalpi reaksi sama dengan jumlah entalpi pembentukan produk reaksi dikurangi jumlah entalpi pembentukan zat awal, dengan memperhitungkan koefisien stoikiometri.
Mari kita hitung entalpi penguraian kalsium karbonat. Prosesnya digambarkan dengan persamaan berikut:
CaCO 3 (k) = CaO (k) + CO 2 (g).
Entalpi reaksi ini akan sama dengan jumlah entalpi pembentukan kalsium oksida dan karbon dioksida dikurangi entalpi pembentukan kalsium karbonat:
Δ H o 298 = Δ H f o 298 (CaO (k)) + Δ H f o 298 (CO 2 (g)) - Δ H f o 298 (CaCO 3 (k)).
Menggunakan data pada Tabel 6.1. kita mendapatkan:
Δ H o 298 = - 635,1 -393,5 + 1206,8 = + 178,2 kJ.
Dari data yang diperoleh dapat disimpulkan bahwa reaksi yang dipertimbangkan bersifat endotermik, yaitu. berlangsung dengan penyerapan panas.
CaO (k) + CO 2 (k) = CaCO 3 (k)
Disertai dengan keluarnya panas. Entalpinya akan sama
Δ H o 298 = -1206,8 +635,1 + 393,5 = -178,2 kJ.
6.2. Laju reaksi kimia
6.2.1. Konsep kecepatan reaksi
Cabang ilmu kimia yang mempelajari laju dan mekanisme reaksi kimia disebut kinetika kimia. Satu dari konsep-konsep kunci dalam kinetika kimia adalah laju reaksi kimia.
Laju reaksi kimia ditentukan oleh perubahan konsentrasi reaktan per satuan waktu pada volume sistem yang konstan.
Pertimbangkan proses berikut:
Misalkan pada suatu saat t 1 konsentrasi zat A sama dengan nilainya c 1 , dan pada saat ini t 2 – dengan nilai c 2 . Selama periode waktu dari t 1 sampai t 2, perubahan konsentrasinya adalah Δ c = c 2 – c 1. kecepatan rata-rata reaksinya sama dengan:
Tanda minus diberikan karena seiring berjalannya reaksi (Δ t> 0) konsentrasi zat berkurang (Δ s< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.
Laju reaksi kimia bergantung pada sifat reaktan dan kondisi reaksi: konsentrasi, suhu, keberadaan katalis, tekanan (untuk reaksi gas) dan beberapa faktor lainnya. Khususnya, dengan meningkatnya luas kontak zat, laju reaksi meningkat. Laju reaksi juga meningkat dengan meningkatnya kecepatan pencampuran reaktan.
Nilai numerik laju reaksi juga bergantung pada komponen mana laju reaksi dihitung. Misalnya saja kecepatan prosesnya
H 2 + Saya 2 = 2HI,
dihitung dari perubahan konsentrasi HI dua kali laju reaksi dihitung dari perubahan konsentrasi pereaksi H 2 atau I 2.
6.2.2. Ketergantungan laju reaksi pada konsentrasi; keteraturan dan molekuleritas reaksi
Hukum dasar kinetika kimia adalah hukum aksi massa– menetapkan ketergantungan laju reaksi pada konsentrasi reaktan.
Laju reaksi sebanding dengan hasil kali konsentrasi reaktan. Untuk reaksi ditulis dalam bentuk umum sebagai
aA + bB = cC + dD,
Ketergantungan laju reaksi pada konsentrasi berbentuk:
v = k [A] α [B] β .
Dalam persamaan kinetik ini, k adalah koefisien proporsionalitas yang disebut konstanta laju; [A] dan [B] adalah konsentrasi zat A dan B. Konstanta laju reaksi k bergantung pada sifat reaktan dan suhu, tetapi tidak bergantung pada konsentrasinya. Koefisien α dan β ditemukan dari data eksperimen.
Jumlah eksponen dalam persamaan kinetik disebut total dalam urutan reaksi. ada juga pesanan pribadi reaksi salah satu komponennya. Misalnya saja untuk reaksinya
H 2 + C1 2 = 2 HC1
Persamaan kinetiknya terlihat seperti ini:
v = k 1/2,
itu. orde keseluruhan adalah 1,5 dan orde reaksi untuk komponen H 2 dan C1 2 masing-masing adalah 1 dan 0,5.
Molekuleritas reaksi ditentukan oleh jumlah partikel yang tumbukan simultannya menghasilkan tindakan dasar interaksi kimia. Tindakan Dasar ( tahap dasar) – suatu tindakan interaksi atau transformasi partikel (molekul, ion, radikal) menjadi partikel lain. Untuk reaksi elementer, molekuleritas dan orde reaksinya sama. Jika prosesnya bertingkat dan oleh karena itu penulisan persamaan reaksi tidak mengungkapkan mekanisme prosesnya, maka orde reaksi tidak sesuai dengan molekulernya.
Reaksi kimia dibagi menjadi sederhana (satu tahap) dan kompleks, terjadi dalam beberapa tahap.
Reaksi monomolekul adalah reaksi di mana tindakan dasar adalah transformasi kimia dari satu molekul. Misalnya:
CH 3 CHO (g) = CH 4 (g) + CO (g).
Reaksi bimolekuler– reaksi di mana tindakan elementer terjadi ketika dua partikel bertabrakan. Misalnya:
H 2 (g) + Saya 2 (g) = 2 HI (g).
Reaksi trimolekul- reaksi sederhana, tindakan dasar yang terjadi ketika tiga molekul bertabrakan secara bersamaan. Misalnya:
2NO (g) + O 2 (g) = 2 NO 2 (g).
Telah ditetapkan bahwa tumbukan simultan lebih dari tiga molekul, yang mengarah pada pembentukan produk reaksi, secara praktis tidak mungkin dilakukan.
Hukum aksi massa tidak berlaku pada reaksi yang melibatkan zat padat, karena konsentrasinya konstan dan hanya bereaksi di permukaan. Laju reaksi tersebut bergantung pada ukuran permukaan kontak antara zat yang bereaksi.
6.2.3. Ketergantungan laju reaksi pada suhu
Laju reaksi kimia meningkat seiring dengan meningkatnya suhu. Peningkatan ini disebabkan oleh peningkatan energi kinetik molekul. Pada tahun 1884, ahli kimia Belanda Van't Hoff merumuskan aturan: Setiap kenaikan suhu 10 derajat, laju reaksi kimia meningkat 2-4 kali lipat.
Aturan Van't Hoff ditulis sebagai:
,
dimana V t 1 dan V t 2 adalah laju reaksi pada suhu t 1 dan t 2; γ adalah koefisien suhu kecepatan, sama dengan 2 - 4.
Aturan Van't Hoff digunakan untuk memperkirakan pengaruh suhu terhadap laju reaksi. Persamaan yang lebih akurat yang menggambarkan ketergantungan konstanta laju reaksi pada suhu diusulkan pada tahun 1889 oleh ilmuwan Swedia S. Arrhenius:
.
Dalam persamaan Arrhenius, A adalah konstanta, E adalah energi aktivasi (J/mol); T – suhu, K.
Menurut Arrhenius, tidak semua tumbukan molekul menyebabkan transformasi kimia. Hanya molekul dengan energi berlebih yang mampu bereaksi. Kelebihan energi yang harus dimiliki partikel-partikel yang bertabrakan agar terjadi reaksi di antara mereka disebut energi aktivasi.
6.3. Konsep katalisis dan katalis
Katalis adalah zat yang mengubah laju reaksi kimia, namun tetap tidak berubah secara kimia setelah reaksi selesai.
Beberapa katalis mempercepat reaksi, yang lain disebut penghambat, memperlambat kemajuannya. Misalnya, menambahkan sejumlah kecil MnO 2 ke hidrogen peroksida H2O2 sebagai katalis menyebabkan dekomposisi yang cepat:
2 H 2 O 2 –(MnO 2) 2 H 2 O + O 2.
Dengan adanya sejumlah kecil asam sulfat, terjadi penurunan laju penguraian H 2 O 2. Dalam reaksi ini, asam sulfat bertindak sebagai inhibitor.
Tergantung pada apakah katalis berada dalam fase yang sama dengan reaktan atau membentuk fase independen, mereka membedakannya homogen Dan katalisis heterogen.
Katalisis homogen
Dalam kasus katalisis homogen, reaktan dan katalis berada dalam fase yang sama, misalnya gas. Mekanisme kerja katalis didasarkan pada fakta bahwa katalis berinteraksi dengan zat yang bereaksi untuk membentuk senyawa antara.
Mari kita perhatikan mekanisme kerja katalis. Tanpa adanya katalis maka terjadi reaksi
Ini berlangsung sangat lambat. Katalis membentuk produk antara reaktif dengan zat awal (misalnya, dengan zat B):
yang bereaksi kuat dengan bahan awal lain untuk terbentuk produk akhir reaksi:
VK + A = AB + K.
Katalisis homogen terjadi, misalnya, dalam proses oksidasi sulfur(IV) oksida menjadi sulfur(VI) oksida, yang terjadi dengan adanya nitrogen oksida.
Reaksi homogen
2 JADI 2 + O 2 = 2 JADI 3
tanpa adanya katalis, proses ini berjalan sangat lambat. Tetapi ketika katalis (NO) dimasukkan, senyawa antara (NO2) terbentuk:
O 2 + 2 TIDAK = 2 TIDAK 2,
yang mudah mengoksidasi SO 2:
TIDAK 2 + JADI 2 = JADI 3 + TIDAK.
Energi aktivasi proses terakhir ini sangat rendah, sehingga reaksi berlangsung dengan kecepatan tinggi. Dengan demikian, pengaruh katalis berkurang terhadap penurunan energi aktivasi reaksi.
Katalisis heterogen
Dalam katalisis heterogen, katalis dan reaktan berada dalam fase yang berbeda. Katalis biasanya berbentuk padat dan reaktan berbentuk cair atau keadaan gas. Dalam katalisis heterogen, percepatan proses biasanya dikaitkan dengan efek katalitik pada permukaan katalis.
Katalis dibedakan berdasarkan selektivitas kerjanya. Misalnya, dengan adanya katalis aluminium oksida Al 2 O 3 pada 300 o C dari etil alkohol mendapatkan air dan etilen:
C 2 H 5 OH – (Al 2 O 3) C 2 H 4 + H 2 O.
Pada suhu yang sama, tetapi dengan adanya tembaga Cu sebagai katalis, terjadi dehidrogenasi etil alkohol:
C 2 H 5 OH – (Cu) CH 3 CHO + H 2 .
Sejumlah kecil zat tertentu mengurangi atau bahkan menghancurkan aktivitas katalis (keracunan katalis). Zat yang demikian disebut racun katalitik. Misalnya, oksigen menyebabkan keracunan reversibel pada katalis besi selama sintesis NH3. Aktivitas katalis dapat dipulihkan dengan melewatkan campuran segar nitrogen dan hidrogen yang dimurnikan dari oksigen. Belerang menyebabkan keracunan katalis yang ireversibel selama sintesis NH3. Aktivitasnya tidak dapat dipulihkan dengan melewatkan campuran N 2 + H 2 yang segar.
Zat yang meningkatkan kerja katalis reaksi disebut promotor, atau aktivator(katalis platinum dipromosikan, misalnya dengan menambahkan besi atau aluminium).
Mekanisme katalisis heterogen lebih kompleks. Teori adsorpsi katalisis digunakan untuk menjelaskannya. Permukaan katalis bersifat heterogen, sehingga terdapat pusat aktif di atasnya. Adsorpsi zat yang bereaksi terjadi pada pusat aktif. Proses terakhir mendekatkan molekul-molekul yang bereaksi dan meningkatkan aktivitas kimianya, karena ikatan antar atom dalam molekul yang teradsorpsi melemah dan jarak antar atom bertambah.
Di sisi lain, diyakini bahwa efek percepatan katalis pada katalisis heterogen disebabkan oleh fakta bahwa reaktan membentuk senyawa antara (seperti dalam kasus katalisis homogen), yang menyebabkan penurunan energi aktivasi.
6.4. Kesetimbangan kimia
Reaksi ireversibel dan reversibel
Reaksi yang berlangsung hanya satu arah dan selesai transformasi lengkap zat awal menjadi zat akhir disebut ireversibel.
Tidak dapat diubah, yaitu melanjutkan sampai selesai adalah reaksi di mana
Reaksi kimia yang dapat berlangsung berlawanan arah disebut reversibel. Reaksi reversibel yang umum adalah sintesis amonia dan oksidasi sulfur(IV) oksida menjadi sulfur(VI) oksida:
N 2 + 3 H 2 2 NH 3 ,
2 JADI 2 + O 2 2 JADI 3 .
Saat menulis persamaan reaksi reversibel, alih-alih menggunakan tanda sama dengan, gunakan dua anak panah yang menunjuk ke arah berlawanan.
Dalam reaksi reversibel, laju reaksi langsung pada saat awal mempunyai nilai maksimum, yang menurun seiring dengan menurunnya konsentrasi reagen awal. Sebaliknya, reaksi sebaliknya awalnya mempunyai laju minimum, meningkat seiring dengan meningkatnya konsentrasi produk. Akibatnya, tiba saatnya laju reaksi maju dan mundur menjadi sama dan kesetimbangan kimia terbentuk dalam sistem.
Kesetimbangan kimia
Keadaan suatu sistem zat yang bereaksi dimana laju reaksi maju menjadi sama dengan laju reaksi balik disebut kesetimbangan kimia.
Kesetimbangan kimia disebut juga kesetimbangan sejati. Selain persamaan laju reaksi maju dan mundur, kesetimbangan (kimia) yang sebenarnya dicirikan oleh ciri-ciri berikut:
- keadaan sistem adalah sama terlepas dari sisi mana sistem mendekati kesetimbangan dari - dari sisi zat awal atau dari sisi produk reaksi.
kekekalan keadaan sistem disebabkan oleh terjadinya reaksi maju dan mundur, yaitu keadaan setimbang bersifat dinamis;
keadaan sistem tetap tidak berubah seiring waktu jika tidak ada pengaruh eksternal pada sistem;
setiap pengaruh eksternal menyebabkan pergeseran keseimbangan sistem; namun, jika pengaruh eksternal dihilangkan, sistem akan kembali ke keadaan semula;
Ini harus dibedakan dari yang sebenarnya keseimbangan yang nyata. Misalnya, campuran oksigen dan hidrogen dalam bejana tertutup pada suhu kamar dapat disimpan dalam waktu yang tidak terbatas. Namun, inisiasi reaksi ( pelepasan listrik, penyinaran ultraviolet, peningkatan suhu) menyebabkan reaksi pembentukan air yang ireversibel.
6.5. Prinsip Le Chatelier
Pengaruh perubahan kondisi eksternal terhadap posisi keseimbangan ditentukan Prinsip Le Châtel e (Prancis, 1884): jika ada pengaruh luar yang diterapkan pada suatu sistem dalam keadaan setimbang, maka keseimbangan dalam sistem akan bergeser ke arah melemahnya pengaruh tersebut.
Prinsip Le Chatelier tidak hanya berlaku pada proses kimia, tetapi juga secara fisik, seperti perebusan, kristalisasi, pelarutan, dll.
Pertimbangkan dampaknya berbagai faktor untuk kesetimbangan kimia menggunakan contoh reaksi sintesis amonia:
N 2 + 3 H 2 2 NH 3 ; ΔH = -91,8 kJ.
Pengaruh konsentrasi terhadap kesetimbangan kimia.
Sesuai dengan prinsip Le Chatelier, peningkatan konsentrasi zat awal menggeser kesetimbangan ke arah pembentukan produk reaksi. Peningkatan konsentrasi produk reaksi menggeser kesetimbangan menuju pembentukan zat awal.
Dalam proses sintesis amonia yang dibahas di atas, pengenalan ke dalam sistem keseimbangan penambahan N 2 atau H 2 menyebabkan pergeseran kesetimbangan ke arah penurunan konsentrasi zat-zat tersebut, oleh karena itu terjadi pergeseran kesetimbangan ke arah pembentukan NH3. Peningkatan konsentrasi amonia menggeser kesetimbangan menuju zat induk.
Oleh karena itu, katalis mempercepat reaksi maju dan mundur secara seimbang pengenalan katalis tidak mempengaruhi kesetimbangan kimia.
Pengaruh suhu terhadap kesetimbangan kimia
Dengan meningkatnya suhu, kesetimbangan bergeser ke arah reaksi endoterm, dan ketika suhu menurun, ke arah reaksi eksoterm.
Derajat pergeseran kesetimbangan ditentukan oleh nilai absolut efek termal: semakin besar nilai ΔH reaksi, semakin besar pula pengaruh suhu.
Dalam reaksi sintesis amonia yang dibahas, peningkatan suhu akan menggeser kesetimbangan ke arah zat awal.
Pengaruh tekanan terhadap kesetimbangan kimia
Perubahan tekanan mempengaruhi kesetimbangan kimia yang melibatkan zat gas. Menurut prinsip Le Chatelier, peningkatan tekanan menggeser kesetimbangan ke arah reaksi yang terjadi dengan penurunan volume zat gas, dan penurunan tekanan menggeser kesetimbangan ke arah yang berlawanan. Reaksi sintesis amonia berlangsung dengan penurunan volume sistem (ada empat volume di sisi kiri persamaan, dua di kanan). Oleh karena itu, peningkatan tekanan menggeser kesetimbangan ke arah pembentukan amonia. Penurunan tekanan akan menggeser kesetimbangan menjadi sisi sebaliknya. Jika dalam persamaan reaksi reversibel jumlah molekul zat gas pada ruas kanan dan kiri sama (reaksi berlangsung tanpa mengubah volume zat gas), maka tekanan tidak mempengaruhi posisi kesetimbangan sistem ini.
