1611143556-2273da8470727e985a6fa41fb7d7276c (825019), страница 50
Текст из файла (страница 50)
Лгрегатное состояние реагирующих веществ должно указываться, так как теплота реакции зависит от этого состояния, причем эта зависимость может быть довольно существенной. Для примера найдем разницу между теплотой образования жидкой воды и пара из газообразных кислорода и водорода. Теплота испарения грамм-молекулы воды (при 20' С) составляет 44 кдж, т. е. Н О~п~ НАОью+ 44 Складывая это равенство с уравнением образования водяного пара Нп+ Оп НАО~п~ ) 240 получиы уравнение образования жидкой воды Н, + — О,= НЕО<ж>+-284. Теплота реакции зависит, конечно, и от температуры, при которой происходит реакция.
Пересчет этой теплоты от одной температуры к другой легко произвести, если известны теплоемкости всех реагирующих веществ, подобно тому как мы только что произвели пересчет от одного агрегатного состояния к другому. Для этого надо вычислить тепло, нужное для нагревания всех участвующих в реакции веществ от одной температуры до другой. Если происходит несколько реакций последовательно одна за другой, то из закона сохранения энергии следует, что суммарный тепловой эффект всех реакций вместе будет равен сумме тепловых эффектов каждой из последовательно происходящих реакций.
Более того, можно утверждать, что если мы исходим из некоторых определенных веществ н в результате ряда промежуточных реакций получаем другие вещества, то суммарный тепловой выход не зависит от того, :ерез какие промежуточные стадии шла реакция. С полющыо этого правила ьюжно, в частности, вычислять теплоты таких реакций, которые фактически вообще не люгли бь1 происходить. Найдем, например, теплоту образования газа ацетилена непосредственно из элементов углерода (гра- $87) химичкскок РАвновеснк 275 фита) и водорода: 2С+Н,=С,Н,.
Эта реакция не может идти таким прямым путем и в действительности осуществляется другими способами, поэтому непосредственно измерить ее тепловой эффект нельзя. Можно, однако, вычислить это тепло, исходя из известных (непосредственно измеряемых) теплот сгорания углерода, водорода н самого ацетилена: 2С+ 20, = 2СО, + 800, Нт + — О, = НэО+ 240, С,Нэ+ — О =2СО, + Н,0+1300. Сложив почленно первые два равенства н вычтя из ннх третье, получим 2С+Н =С,Н,— 260.
Теплота образования соединения из элементов зависит от их состояния. Для физики больший интерес представляет теплота образования не из элементов в их естественном виде, а непосредственно нз атомов. Она определяет внутреннюю энергию соединения как такового и не зависит от состояния исходным веществ. Приведем несколько примеров". 2Н =- Н, + 435, 20 = О, -,'— 500, С„= С,т,ь„, + 720, Теплота образования соединения из элементов можст быть как положительной, так и отрицательной. Теплота же образования нз атомов всегда положительна, в протявном случае соединение было бы неустойчивым и не могло бы существовать.
$87. Химическое равновесие По мере протекания химической реакции количества исходных веществ уменьшаются и накапливаются продукты реакции. В конце концов реакция приводит к состоянию, э котором количества всех веществ дальше уже не меняются. Это состояние называется химическим равновесием н является одним нз случаев теплового равновесия.
276 !гл. х~ ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ При химическом равновесии наряду с образовавшимися в результате реакции продуктами остается, вообще говоря, еще и некоторое количество исходных веществ. Правда, во многих случаях это количество оказывается очень незначительным, но это, конечно, не меняет принципиальной стороны вопроса. Установление химического равновесия, в котором присутствуют как начальные, так и конечные вещества, происходит по следующей причине. Рассмотрим, например, реакцию между газообразными водородом и йодом с образованием йодистого водорода: Н +1,=2Н1. Наряду с образованием Н! из Н, и 1, в смеси этих трех веществ неизбежно происходит и обратный процесс разложения Н1 на водород и йод: одновременно с прямой реакцией всегда происходит и обратная.
По мере возрастания количества Н1 и убывания количеств Н, и 1„ очевидно, прямая реакция замедляется, а обратная ускоряется. Наконец, наступаетмомент, когда скоростиобеих реакций сравниваются: сколько новых молекул Н! образуется, столько же их за то же время и разлагается; в дальнейшем количества всех веществ уже не будут меняться.
Таким образом, с молекулярной точки зрения химическое равновесие (как, впрочем, и другие виды теплового равновесия) имеет подвижный характер — реакции, по существу, не прекращаются, но прямая и обратная реакции протекают со взаимно компенсирующимися скоростями. Очевидно, что если в приведенном примере реакция начиналась бы со смеси водорода и йода, то относительные количества всех трех веществ в состоянии равновесия были бы теми же, что и при реакции, начинающейся с разложения чистого Н1. Положение химического равновесия не зависит от того, с какой стороны оно достигается. Более того, химическое равновесие не зависит и от условий протекания реакций и от того, через какие промежуточные этапы она идет.
Положение равновесия зависит только от состояния, в котором находится вещество в самом равновесии,— от температуры равновесной смеси и от ее даВления. 88) зхкон двйстзгющнх млсс 277 С изменением температуры положение химического равновесия смещается. Направление этого смещения тесно связано с тепловым эффектом реакции, в чем легко убедиться с помощью принципа Ле Шателье. Рассмотрим какую-либо экзотермическую реакцию, например, образование аммиака из азота и водорода (М,+ЗН,=ОН,). Предположим, что реакция уже пришла в состояние равновесия, и пусть равновесная смесь подвергается нагреванию.
Тогда в ней должны начаться процессы, ведущие к ее охлаждению: некоторое количество аммиака должно разложиться, в результате чего произойдет поглощение тепла. Это значит, что химическое равновесие сдвигается в сторону уменьшения количества аммиака. Таким образом, «выход» экзотермических реакций уменьшается при повышении температуры, у эндотермических же реакций, наоборот, при повышении температуры выход увеличивается. Аналогичным образом зависимость положения равновесия от давления связана с изменением объема, которым сопровождается реакция (протекающая при постоянном давлении).
Повышение давления понижает выход реакций, связанных с увеличением объема реагирующей смеси, и повышает выход реакций. связанных с уменьшением объема. Последний случай имеет место, например, для реакции образования газообразного аммиака: поскольку число образующихся молекул (чН, меньше числа вступающих в реакцию молекул М, и Н,, то объем газовой смеси при реакции уменынается. 8 88. Закон действующих масс Придадим теперь понятию химического равновесия количественную формулировку. Рассмотрим сначала химические реакции в газовой смеси, где все участвующие в реакции вещества находятся в газообразном состоянии.
В качестве примера обратимся снова к реакции образования Н1. Реакция между водородом и йодом может произойти при столкновении молекул Н, и 1, друг с другом. Поэтому скорость реакции образования Н1 (т. е. количество образующихся в 1 сек молекул Н1) пропорциональна числу таких столкновений. Это число в свою очередь пропорцио- ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ !Рл. х~ нально плотностям водорода и йода в смеси, т. е.
числам их молекул в 1 сл'. Плотность же газа пропорциональна его давлению. Поэтому скорость реакции образования Н! пропорциональна парциальным давлениям этих газов в смеси, т. е. равна йзрн,рн. где коэффициент й, зависит )же только от температуры. Аналогичным образом скорость реакции разложения Н1 пропорциональна числу столкновений молекул Н1 друг с другом и, следовательно, пропорциональна квадрату парцнального давления Н1 в смеси: "ерйь В равновесии скорости прямой и обратной реакции одинаковы йорн.Рн= еРнь Обозначая м,/й,=К(Т), получим отсюда * — К (Т). Рй~ Это равенство связывает между собой парциальные давления всех трех газов в состоянии равновесия. Величина К(Т) называется константой равновесия для данной реакции.
Она не зависит от количества реагирующих веществ. Выражаемая этой формулой связь называется закомол дсйствиви(их ласс. Совершенно аналогичным образом можно написать этот закон для любой другой реакции между газами. В общем виде он может быть записан следующим образом. В химическом уравнении реакции можно условно перенести все члены в одну сторону, например Н,+1,— 2Н(=-О. В общем виде всякую реакцию можно записать как Р,А,+Р,А,+...
=-О, где А„А„...— химические символы реагирующих веществ, а т„т„...— положительные или отрицательные целые числа (так, в написанном примере чна=чи=1, унн= — 2). % 881 зхкон двйствио|цих мхсс Тогда закон действующих масс напишется в виде р',* р',*... = К (Т), где ро р,...— парциальные давления различных газов. Часто бывает более удобным пользоваться не парциальными давлениями, а концентрациями веществ в смеси. Определим концентрацию 1-го вещества как отношение сг =Ф;/Ж числа И,. его молекул к полному числу И молекул в смеси (или, что то же самое, отношение числа его молей к полному числу молей). Поскольку полное давление газовой смеси р= КйТТ7 (где $' — обьем смеси), а парциальные давления р;= И,'яТ~М, то р; == с;р.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
