Kuinka laskea lämmön määrä, lämpövaikutus ja muodostumislämpö. Reaktioiden lämpövaikutukset

Termokemia tutkii kemiallisten reaktioiden lämpövaikutuksia. Monissa tapauksissa nämä reaktiot etenevät vakiotilavuudessa tai vakiopaineessa. Termodynamiikan ensimmäisestä säännöstä seuraa, että näissä olosuhteissa lämpö on tilan funktio. Vakiotilavuudessa lämpö on yhtä suuri kuin sisäisen energian muutos:

ja vakiopaineessa - entalpian muutos:

Nämä yhtäläisyydet, kun niitä sovelletaan kemiallisiin reaktioihin, ovat ydin Hessin laki:

Vakiopaineessa tai vakiotilavuudessa etenevän kemiallisen reaktion lämpövaikutus ei riipu reaktioreitistä, vaan sen määrää vain reagoivien aineiden ja reaktiotuotteiden tila.

Toisin sanoen kemiallisen reaktion lämpövaikutus on yhtä suuri kuin tilafunktion muutos.
Termokemiassa, toisin kuin muissa termodynamiikan sovelluksissa, lämpöä pidetään positiivisena, jos sitä vapautuu sisään ympäristöön, eli jos H < 0 или U < 0. Под тепловым эффектом химической реакции понимают значение H(jota kutsutaan yksinkertaisesti "reaktioentalpiaksi") tai U reaktiot.

Jos reaktio etenee liuoksessa tai kiinteässä faasissa, jossa tilavuuden muutos on mitätön, niin

H = U + (pV) U. (3.3)

Jos ideaalikaasut osallistuvat reaktioon, niin vakiolämpötilassa

H = U + (pV) = U+n. RT, (3.4)

missä n on muutos reaktiossa olevien kaasujen moolien lukumäärässä.

Eri reaktioiden entalpioiden vertailun helpottamiseksi käytetään "standarditilan" käsitettä. Vakiotila on puhtaan aineen tila 1 baarin (= 10 5 Pa) paineessa ja tietyssä lämpötilassa. Kaasuille tämä on hypoteettinen tila 1 baarin paineessa, jolla on äärettömän harvennetun kaasun ominaisuuksia. Standarditiloissa olevien aineiden välisen reaktion entalpia lämpötilassa T, merkitse ( r tarkoittaa "reaktiota"). Termokemiallisissa yhtälöissä ei ole ilmoitettu vain aineiden kaavat, vaan myös niiden aggregaattitilat tai kiteiset modifikaatiot.

Hessin laista seuraa tärkeitä seurauksia, jotka mahdollistavat kemiallisten reaktioiden entalpioiden laskemisen.

Seuraus 1.

on yhtä suuri kuin reaktiotuotteiden ja reagenssien muodostumisen standardientalpioiden välinen ero (ottaen huomioon stoikiometriset kertoimet):

Aineen muodostumisen standardientalpia (lämpö). (f tarkoittaa "muodostumista") tietyssä lämpötilassa on tämän aineen yhden moolin muodostumisreaktion entalpia elementeistä vakaimmassa vakiotilassa. Tämän määritelmän mukaan vakaimman muodostumisen entalpia yksinkertaiset aineet vakiotilassa on 0 missä tahansa lämpötilassa. Aineiden muodostumisen standardientalpiat lämpötilassa 298 K on annettu hakukirjoissa.

Käsitteitä "muodostumisen entalpia" ei käytetä vain tavallisille aineille, vaan myös liuoksessa oleville ioneille. Tässä tapauksessa H + -ioni otetaan vertailupisteeksi, jonka muodostumisen standardientalpian vesiliuoksessa oletetaan olevan nolla:

Seuraus 2. Kemiallisen reaktion standardientalpia

on yhtä suuri kuin lähtöaineiden ja reaktiotuotteiden palamisentalpioiden välinen ero (ottaen huomioon stoikiometriset kertoimet):

(c tarkoittaa "palamista"). Aineen palamisen standardientalpiaa (lämpöä) kutsutaan aineen yhden moolin täydellisen hapettumisen reaktion entalpiaksi. Tätä seurausta käytetään yleensä laskettaessa orgaanisten reaktioiden lämpövaikutuksia.

Seuraus 3. Kemiallisen reaktion entalpia on yhtä suuri kuin katkenneiden ja muodostuneiden kemiallisten sidosten energioiden välinen ero.

Sidosenergialla A-B nimeä energia, joka tarvitaan sidoksen katkaisemiseen ja tuloksena olevien hiukkasten laimentamiseen äärettömälle etäisyydelle:

AB (r) A (r) + B (r) .

Sidosenergia on aina positiivista.

Suurin osa käsikirjoissa olevista lämpökemiallisista tiedoista on annettu 298 K:n lämpötilassa. Muiden lämpötilojen lämpövaikutusten laskemiseksi käytä Kirchhoffin yhtälö:

(differentiaalimuoto) (3.7)

(kiinteä muoto) (3.8)

missä Cp on ero reaktiotuotteiden isobaristen lämpökapasiteettien välillä ja lähtöaineet. Jos ero T 2 - T 1 on pieni, niin voit hyväksyä Cp= vakio klo iso ero lämpötiloissa, on tarpeen käyttää lämpötilariippuvuutta Cp(T) tyyppi:

missä kertoimet a, b, c jne. yksittäisten aineiden osalta ne on otettu hakuteoksesta, ja merkki ilmaisee tuotteiden ja reagenssien välistä eroa (kertoimet huomioon ottaen).

ESIMERKKEJÄ

Esimerkki 3-1. Nestemäisen ja kaasumaisen veden muodostumisen standardientalpiat 298 K:ssa ovat -285,8 ja -241,8 kJ/mol. Laske veden höyrystymisen entalpia tässä lämpötilassa.

Ratkaisu. Muodostumisen entalpiat vastaavat seuraavia reaktioita:

H2 (g) + SO 2 (g) \u003d H20 (g), H 1 0 = -285.8;

H2 (g) + SO 2 (g) \u003d H20 (g), H 2 0 = -241.8.

Toinen reaktio voidaan suorittaa kahdessa vaiheessa: ensin poltetaan vety nestemäiseksi vedeksi ensimmäisen reaktion mukaisesti ja haihdutetaan sitten vesi:

H20 (g) \u003d H20 (g), H 0 espanja = ?

Sitten Hessin lain mukaan

H 1 0 + H 0 espanja = H 2 0 ,

missä H 0 espanja \u003d -241,8 - (-285,8) \u003d 44,0 kJ / mol.

Vastaus. 44,0 kJ/mol.

Esimerkki 3-2. Laske reaktion entalpia

6C (g) + 6H (g) \u003d C6H6 (g)

a) muodostumisen entalpioiden mukaan; b) sitoutumisenergioilla olettaen, että kaksoissidokset C6H6-molekyylissä ovat kiinteät.

Ratkaisu. a) Muodostumisen entalpiat (kJ/mol) löytyvät käsikirjasta (esim. P.W. Atkins, Physical Chemistry, 5. painos, s. C9-C15): fH 0 (C6H6 (g)) = 82,93, fH 0 (C (g)) = 716,68, fH 0 (H (g)) = 217,97. Reaktion entalpia on:

r H 0 \u003d 82,93 - 6 716,68 - 6 217,97 \u003d -5525 kJ / mol.

b) Tässä reaktiossa kemialliset sidoksetälä riko, vaan vain muotoile. Kiinteän kaksoissidoksen approksimaatiossa C6H6-molekyyli sisältää 6 C-H-sidosta, 3 C-C-sidosta ja 3 C=C-sidosta. Sidosenergiat (kJ/mol) (P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5. painos, s. C7): E(C-H) = 412, E(C-C) = 348, E(C=C) = 612. Reaktion entalpia on:

r H 0 \u003d - (6 412 + 3 348 + 3 612) \u003d -5352 kJ / mol.

Ero tarkkaan tulokseen -5525 kJ/mol johtuu siitä, että bentseenimolekyylissä ei ole C-C-yksöisiä sidoksia ja C=C-kaksoissidoksia, mutta on 6 C C aromaattista sidosta.

Vastaus. a) -5525 kJ/mol; b) -5352 kJ/mol.

Esimerkki 3-3. Laske reaktion entalpia käyttämällä vertailutietoja

3Cu (tv) + 8HNO 3 (aq) = 3Cu(NO 3) 2 (aq) + 2NO (g) + 4H 2O (l)

Ratkaisu. Lyhennetty ionireaktioyhtälö on:

3Cu (tv) + 8H + (aq) + 2NO 3 - (aq) \u003d 3Cu2+ (aq) + 2NO (g) + 4H20 (l).

Hessin lain mukaan reaktion entalpia on:

r H 0 = 4fH 0 (H20 (l)) + 2 fH 0 (NO(g)) + 3 fH 0 (Cu 2+ (aq)) - 2 fH 0 (NO 3 - (aq))

(kuparin ja H + -ionin muodostumisen entalpiat ovat määritelmän mukaan 0). Korvaamalla muodostumisen entalpiat (P.W. Atkins, Physical Chemistry, 5. painos, s. C9-C15), löydämme:

r H 0 = 4 (-285,8) + 2 90,25 + 3 64,77 - 2 (-205,0) = -358,4 kJ

(perustuu kolmeen kuparimooliin).

Vastaus. -358,4 kJ.

Esimerkki 3-4. Laske metaanin palamisen entalpia lämpötilassa 1000 K, jos muodostumisen entalpiat lämpötilassa 298 K on annettu: fH 0 (CH 4) \u003d -17,9 kcal / mol, fH 0 (CO 2) \u003d -94,1 kcal / mol, fH 0 (H20 (g)) = -57,8 kcal/mol. Kaasujen lämpökapasiteetit (cal/(mol. K)) alueella 298-1000 K ovat:

Cp (CH4) = 3,422 + 0,0178. T, Cp(O2) = 6,095 + 0,0033. T,

Cp (CO 2) = 6,396 + 0,0102. T, Cp(H20 (g)) = 7,188 + 0,0024. T.

Ratkaisu. Metaanin palamisreaktion entalpia

CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2O (g)

298 K on:

94,1 + 2 (-57,8) - (-17,9) = -191,8 kcal/mol.

Etsitään lämpökapasiteetin ero lämpötilan funktiona:

Cp = Cp(CO2) + 2 Cp(H20 (g)) - Cp(CH 4) - 2 Cp(O2) =
= 5.16 - 0.0094T(cal/(mol. K)).

Laskemme reaktionentalpian 1000 K:ssa käyttämällä Kirchhoffin yhtälöä:

= + = -191800 + 5.16
(1 000 - 298) - 0,0094 (1 000 2 - 298 2) / 2 \u003d -192 500 cal/mol.

Vastaus. -192,5 kcal/mol.

TEHTÄVÄT

3-1. Kuinka paljon lämpöä tarvitaan siirtämään 500 g Al (sp. 658 o C, H 0 pl \u003d 92,4 cal / g), otettuna huoneenlämpötilassa, sulaan tilaan, jos Cp(Al TV) \u003d 0,183 + 1,096 10 -4 T cal/(g K)?

3-2. Reaktion CaCO 3 (tv) \u003d CaO (tv) + CO 2 (g) standardientalpia, joka etenee avoimessa astiassa 1000 K:n lämpötilassa, on 169 kJ / mol. Mikä on tämän reaktion lämpö, ​​joka tapahtuu samassa lämpötilassa, mutta suljetussa astiassa?

3-3. Laske nestemäisen bentseenin muodostumisen standardisisäinen energia lämpötilassa 298 K, jos sen muodostumisen standardientalpia on 49,0 kJ/mol.

3-4. Laske N 2 O 5:n muodostumisentalpia (g) klo T= 298 K seuraavien tietojen perusteella:

2NO (g) + O 2 (g) \u003d 2NO 2 (g), H 1 0 \u003d -114,2 kJ / mol,

4NO 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2N 2 O 5 (g), H 2 0 \u003d -110,2 kJ / mol,

N 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2NO (g), H 30 = 182,6 kJ/mol.

3-5. -glukoosin, -fruktoosin ja sakkaroosin palamisen entalpiat 25 °C:ssa ovat -2802,
-2810 ja -5644 kJ/mol, vastaavasti. Laske sakkaroosin hydrolyysilämpö.

3-6. Määritä diboraani B 2 H 6 (g) muodostumisen entalpia pisteessä T= 298 K seuraavista tiedoista:

B 2 H 6 (g) + 3O 2 (g) \u003d B 2 O 3 (tv) + 3 H 2 O (g), H 1 0 \u003d -2035,6 kJ / mol,

2B (tv) + 3/2 O 2 (g) \u003d B 2 O 3 (tv), H 2 0 \u003d -1273,5 kJ / mol,

H2 (g) + 1/2 O 2 (g) \u003d H20 (g), H 3 0 \u003d -241,8 kJ / mol.

3-7. Laske sinkkisulfaatin muodostumislämpö yksinkertaisista aineista klo T= 298 K seuraavien tietojen perusteella.

Aivan kuin yksi niistä fyysiset ominaisuudet ihminen on fyysinen vahvuus, minkä tahansa kemiallisen sidoksen tärkein ominaisuus on sidoksen vahvuus, ts. hänen energiaansa.

Muista, että kemiallisen sidoksen energia on energiaa, joka vapautuu kemiallisen sidoksen muodostumisen aikana, tai energiaa, joka on käytettävä tämän sidoksen tuhoamiseksi.

kemiallinen reaktio sisään yleinen tapaus on yhden aineen muuttuminen toiseksi. Tämän seurauksena kemiallisen reaktion aikana jotkut sidokset katkeavat ja toiset muodostuvat, ts. energian muuntaminen.

Fysiikan peruslaki sanoo, että energia ei synny tyhjästä eikä katoa jäljettömästi, vaan vain siirtyy muodosta toiseen. Universaalisuutensa vuoksi tämä periaate pätee luonnollisesti kemialliseen reaktioon.

Kemiallisen reaktion lämpövaikutus kutsutaan lämmön määräksi

vapautuu (tai absorboituu) reaktion aikana ja viittaa 1 mooliin reagoinutta (tai muodostunutta) ainetta.

Lämpövaikutus on merkitty kirjaimella Q ja se mitataan yleensä kJ/mol tai kcal/mol.

Jos reaktio tapahtuu lämmön vapautuessa (Q > 0), sitä kutsutaan eksotermiseksi, ja jos reaktio tapahtuu lämmön absorptiolla (Q< 0) – эндотермической.

Jos kuvaamme kaavamaisesti reaktion energiaprofiilia, niin endotermisissä reaktioissa tuotteet ovat energialtaan korkeampia kuin lähtöaineet, ja eksotermisissä reaktioissa reaktiotuotteet päinvastoin sijaitsevat energialtaan alhaisemmalla (vakaampi) kuin lähtöaineilla. .

On selvää, että mitä enemmän aine reagoi, sitä Suuri määrä energiaa vapautuu (tai imeytyy), ts. lämpövaikutus on suoraan verrannollinen aineen määrään. Siksi lämpövaikutuksen määrittäminen 1 mooliin ainetta johtuu halustamme verrata eri reaktioiden lämpövaikutuksia keskenään.

Luento 6. Termokemia. Kemiallisen reaktion lämpövaikutus Esimerkki 1. Pelkistäessä 8,0 g kupari(II)oksidia vedyllä, muodostui metallikuparia ja vesihöyryä ja vapautui 7,9 kJ lämpöä. Laske kupari(II)oksidin pelkistysreaktion lämpövaikutus.

Ratkaisu . Reaktioyhtälö CuO (kiinteä) + H2 (g) = Cu (kiinteä) + H2O (g) + Q (*)

Tehdään suhde 0,1 mol vähennykselle - vapautuu 7,9 kJ, palautukselle 1 mol - x kJ vapautuu

Missä x = + 79 kJ/mol. Yhtälö (*) muuttuu

CuO (kiinteä) + H2 (g) = Cu (kiinteä) + H2O (g) +79 kJ

Termokemiallinen yhtälö- tämä on kemiallisen reaktion yhtälö, jossa ilmoitetaan reaktioseoksen komponenttien (reagenssit ja tuotteet) aggregaatiotila ja reaktion lämpövaikutus.

Joten jään sulattamiseksi tai veden haihduttamiseksi tarvitaan tietty määrä lämpöä, kun taas nestemäisen veden jäätyessä tai vesihöyryn tiivistyessä vapautuu sama määrä lämpöä. Siksi olemme kylmiä vedestä poistuessamme (veden haihtuminen kehon pinnalta vaatii energiaa), ja hikoilu on biologinen puolustusmekanismi kehon ylikuumenemista vastaan. Päinvastoin, pakastin jäädyttää veden ja lämmittää ympäröivää huonetta antaen sille ylimääräistä lämpöä.

Tämä esimerkki osoittaa veden aggregaatiotilan muutoksen lämpövaikutukset. Sulamislämpö (0o C:ssa) λ = 3,34×105 J/kg (fysiikka), tai Qpl. \u003d - 6,02 kJ / mol (kemia), haihdutuslämpö (höyrystys) (100 o C:ssa) q \u003d 2,26 × 106 J / kg (fysiikka) tai Qisp. \u003d - 40,68 kJ / mol (kemia).

sulaminen

		haihtuminen

mod 298.

Luento 6. Termokemia. Kemiallisen reaktion lämpövaikutus Tietenkin sublimaatioprosessit ovat mahdollisia, kun kiinteä aine

menee kaasufaasiin ohittaen nestemäinen tila ja käänteiset laskeutumisprosessit (kiteytys) kaasufaasista, niille voidaan myös laskea tai mitata lämpövaikutus.

On selvää, että jokaisessa aineessa on kemiallisia sidoksia, joten jokaisella aineella on tietty määrä energiaa. Kaikkia aineita ei kuitenkaan voida muuttaa toisikseen yhdellä kemiallisella reaktiolla. Siksi päätimme ottaa käyttöön vakiotilan.

normaali aineen tila on aineen aggregoitumistila 298 K:n lämpötilassa ja 1 ilmakehän paineessa stabiilimmassa allotrooppisessa modifikaatiossa näissä olosuhteissa.

Vakioehdot on lämpötila 298 K ja paine 1 ilmakehä. Vakioolosuhteet (vakiotila) on merkitty indeksillä 0 .

Yhdisteen standardimuodostuslämpö jota kutsutaan tietyn yhdisteen muodostumisen kemiallisen reaktion termiseksi vaikutukseksi yksinkertaisista aineista niiden standarditilassa. Yhdisteen muodostumislämpöä merkitään symbolilla Q 0 Monille yhdisteille standardimuodostuslämmöt on annettu fysikaalis-kemiallisten suureiden viitekirjoissa.

Yksinkertaisten aineiden standardimuodostuslämmöt ovat 0. Esimerkiksi Q0 arr.298 (O2, kaasu) = 0, Q0 arr.298 (C, kiinteä aine, grafiitti) = 0.

Esimerkiksi . Kirjoita muistiin termokemiallinen yhtälö kupari(II)sulfaatin muodostumiselle. Viitekirjasta Q0 arr. 298 (CuSO4) = 770 kJ/mol.

Cu (s.) + S (s.) + 202 (g.) = CuS04 (s.) + 770 kJ.

Huomaa: termokemiallinen yhtälö voidaan kirjoittaa mille tahansa aineelle, mutta on ymmärrettävä, että tosielämässä reaktio tapahtuu täysin eri tavalla: kuumennettaessa muodostuu luetelluista reagensseista kupari (II) ja rikki (IV) oksideja, mutta kupari(II)sulfaattia ei muodostu. Tärkeä johtopäätös: termokemiallinen yhtälö on malli, joka mahdollistaa laskelmien tekemisen; se on hyvin sopusoinnussa muiden termokemiallisten tietojen kanssa, mutta ei kestä käytännön testausta (eli se ei pysty oikein ennustamaan reaktion mahdollisuutta tai mahdottomuutta).

(Bj) - ∑ ai × Q arr 0,298 i

Luento 6. Termokemia. Kemiallisen reaktion lämpövaikutus

Selvennys . Jotta en johda teitä harhaan, lisään heti tämän kemiallisen termodynamiikan osaa ennustaa reaktion mahdollisuutta/mahdottomuuksia Tämä vaatii kuitenkin vakavampia "työkaluja", jotka ylittävät koulun kemian kurssin. Termokemiallinen yhtälö verrattuna näihin menetelmiin on ensimmäinen askel Cheopsin pyramidin taustalla - ilman sitä ei voi tehdä, mutta ei voi nousta korkealle.

Esimerkki 2. Laske 5,8 g:n massan veden kondensoitumisen lämpövaikutus. Kondensaatioprosessia kuvataan termokemiallisella yhtälöllä H2 O (g.) = H2 O (l.) + Q - kondensaatio on yleensä eksoterminen prosessi Veden kondensaatiolämpö 25o C:ssa on 37 kJ/mol (viitekirja).

Siksi Q = 37 × 0,32 = 11,84 kJ.

1800-luvulla venäläinen kemisti Hess, joka tutki reaktioiden lämpövaikutuksia, loi kokeellisesti energian säilymisen lain suhteessa kemiallisiin reaktioihin - Hessin lain.

Kemiallisen reaktion lämpövaikutus ei riipu prosessin reitistä ja sen määrää vain loppu- ja alkutilan välinen ero.

Kemian ja matematiikan näkökulmasta tämä laki tarkoittaa, että voimme vapaasti valita minkä tahansa "laskentaradan" prosessin laskemiseksi, koska tulos ei riipu siitä. Tästä syystä erittäin tärkeällä Hessenin lailla on uskomattoman tärkeä merkitys Hessin lain seuraus.

Kemiallisen reaktion lämpövaikutus on yhtä suuri kuin reaktiotuotteiden muodostumislämpöjen summa miinus reagoivien aineiden muodostumislämpöjen summa (ottaen huomioon stoikiometriset kertoimet).

Näkökulmasta maalaisjärkeä tämä seuraus vastaa prosessia, jossa kaikki lähtöaineet muutettiin ensin yksinkertaisiksi aineiksi, jotka sitten koottiin uudelleen uudella tavalla, jolloin saatiin reaktiotuotteet.

Yhtälön muodossa Hessin lain seuraus näyttää tältä Reaktioyhtälö: a 1 A 1 + a 2 A 2 + ... + a n A n = b 1 B 1 + b 2 B 2 + ... b

Tässä tapauksessa a i ja b j ovat stoikiometrisiä kertoimia, A i ovat reagensseja, B j ovat reaktiotuotteita.

Tällöin Hessin lain seuraus on muotoa Q = ∑ b j × Q arr 0 .298

k Bk + Q

(A i)

Luento 6. Termokemia. Kemiallisen reaktion lämpövaikutus Koska monien aineiden muodostumislämpöt ovat vakioita

a) on koottu erityisiin taulukoihin tai b) voidaan määrittää kokeellisesti, niin on mahdollista ennustaa (laskea) erittäin suuren määrän reaktioiden lämpövaikutus riittävän suurella tarkkuudella.

Esimerkki 3. (Hessin lain seuraus). Laske kaasufaasissa esiintyvän metaanin höyryreformoinnin lämpövaikutus standardiolosuhteissa:

CH4 (g) + H20 (g) = CO (g) + 3 H2 (g)

Selvitä, onko tämä reaktio eksoterminen vai endoterminen?

Ratkaisu: Hessin lain seuraus

Q = 3 Q0			D) +Q 0		(CO ,g ) −Q 0		D) −Q 0		O , d ) - in yleisnäkymä.
	mod ,298			mod ,298	mod ,298		mod ,298
Q arr0	298 (H 2, g) \u003d 0			Yksinkertainen aine normaalitilassaan

Hakukirjasta löydämme seoksen jäljellä olevien komponenttien muodostumislämmöt.

		O,g) = 241,8			(CO,g) = 110,5				D) = 74,6
mod ,298				mod ,298			mod ,298

Arvojen liittäminen yhtälöön

Q \u003d 0 + 110,5 - 74,6 - 241,8 \u003d -205,9 kJ / mol, reaktio on voimakkaasti endoterminen.

Vastaus: Q \u003d -205,9 kJ / mol, endoterminen

Esimerkki 4. (Hessin lain soveltaminen). Tunnetut reaktiolämpöt

C (kiinteä) + ½ O (g) \u003d CO (g) + 110,5 kJ

C (s.) + O2 (g.) = CO2 (g.) + 393,5 kJ Laske reaktion lämpövaikutus 2CO (g.) + O2 (g.) = 2CO2 (g.) Ratkaisu Kerrotaan ensimmäinen ja toinen yhtälö kohdassa 2

2C (s.) + O2 (g.) \u003d 2CO (g.) + 221 kJ 2C (s.) + 2O2 (g.) \u003d 2CO2 (g.) + 787 kJ

Vähennä ensimmäinen toisesta yhtälöstä

O2 (g) = 2CO2 (g) + 787 kJ - 2CO (g) - 221 kJ,

2CO (g) + O2 (g) = 2CO2 (g) + 566 kJ Vastaus: 566 kJ/mol.

Huomautus: Lämpökemiaa tutkiessamme harkitsemme kemiallista reaktiota ulkopuolelta (ulkopuolelta). Sitä vastoin kemiallinen termodynamiikka on käyttäytymistiede kemialliset järjestelmät- tarkastelee järjestelmää sisältäpäin ja toimii "entalpia" H:n käsitteellä järjestelmän lämpöenergiana. entalpiaa siis

Luento 6. Termokemia. Kemiallisen reaktion lämpövaikutuksella on sama merkitys kuin lämmön määrällä, mutta sillä on päinvastainen merkki: jos järjestelmästä vapautuu energiaa, ympäristö vastaanottaa sen ja lämpenee ja järjestelmä menettää energiaa.

Kirjallisuus:

1. oppikirja, V.V. Eremin, N.E. Kuzmenko ym., kemian luokka 9, kohta 19,

2. Opetus- ja menetelmäkäsikirja "Yleisen kemian perusteet" Osa 1.

Kokoanut S.G. Baram, I.N. Mironov. - ota mukaasi! seuraavaa seminaaria varten

3. A.V. Manuilov. Kemian perusteet. http://hemi.nsu.ru/index.htm

§9.1 Kemiallisen reaktion lämpövaikutus. Termokemian peruslait.

§9.2** Termokemia (jatkuu). Aineen muodostumisen lämpö alkuaineista.

Normaali muodostumisenalpia.

Huomio!

Siirrymme laskennallisten ongelmien ratkaisemiseen, joten tästä lähtien kemian seminaareihin on suotavaa laskuri.

Harjoittele 81.
Laske lämpömäärä, joka vapautuu Fe:n pelkistyksen aikana 2O3 metallista alumiinia, jos saatiin 335,1 g rautaa. Vastaus: 2543,1 kJ.
Ratkaisu:
Reaktioyhtälö:

\u003d (Al 2 O 3) - (Fe 2 O 3) \u003d -1669,8 - (-822,1) \u003d -847,7 kJ

Laskemalla lämpömäärä, joka vapautuu vastaanotettaessa 335,1 g rautaa, tuotamme suhteesta:

(2 . 55,85) : -847,7 = 335,1 : X; x = (0847.7 . 335,1)/ (2 . 55,85) = 2543,1 kJ,

jossa 55,85 on raudan atomimassa.

Vastaus: 2543,1 kJ.

Reaktion lämpövaikutus

Tehtävä 82.
Kaasumaista etyylialkoholia C2H5OH voidaan saada eteenin C 2 H 4 (g) ja vesihöyryn vuorovaikutuksella. Kirjoita tämän reaktion termokemiallinen yhtälö laskettuasi aiemmin sen lämpövaikutuksen. Vastaus: -45,76 kJ.
Ratkaisu:
Reaktioyhtälö on:

C2H4 (g) + H20 (g) \u003d C2H5OH (g); = ?

Aineiden standardimuodostuslämmöt on annettu erityistaulukoissa. Ottaen huomioon, että yksinkertaisten aineiden muodostumislämmöt otetaan ehdollisesti nollaksi. Laske reaktion lämpövaikutus käyttämällä Hessin lain seurausta, saamme:

\u003d (C 2 H 5 OH) - [ (C 2 H 4) + (H 2 O)] \u003d
= -235,1 -[(52,28) + (-241,83)] = -45,76 kJ

Reaktioyhtälöt, joissa noin symboleista kemialliset yhdisteet niiden aggregaatio- tai kiteinen muunnostila on osoitettu sekä lämpövaikutusten numeerinen arvo, jota kutsutaan termokemiallisiksi. Termokemiallisissa yhtälöissä, ellei sitä ole erikseen mainittu, lämpövaikutusten arvot vakiopaineella Q p ovat yhtä suuret kuin järjestelmän entalpian muutos. Arvo annetaan yleensä yhtälön oikealla puolella pilkulla tai puolipisteellä erotettuna. Seuraavat aineen aggregoidun tilan lyhenteet hyväksytään: G- kaasumainen, ja- nestemäinen, to

Jos lämpöä vapautuu reaktion seurauksena, niin< О. Учитывая сказанное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции:

C2H4 (g) + H20 (g) \u003d C2H5OH (g); = -45,76 kJ.

Vastaus:- 45,76 kJ.

Tehtävä 83.
Laske rauta(II)oksidin pelkistysreaktion lämpövaikutus vedyn kanssa seuraavien termokemiallisten yhtälöiden perusteella:

a) EEO (c) + CO (g) \u003d Fe (c) + CO 2 (g); = -13,18 kJ;
b) CO (g) + 1/202 (g) = C02 (g); = -283,0 kJ;
c) H2 (g) + 1/202 (g) = H20 (g); = -241,83 kJ.
Vastaus: +27,99 kJ.

Ratkaisu:
Reaktioyhtälö rautaoksidin (II) pelkistämiseksi vedyllä on muotoa:

EeO (k) + H2 (g) \u003d Fe (k) + H20 (g); = ?

\u003d (H2O) - [ (FeO)

Veden muodostumislämpö saadaan yhtälöstä

H2 (g) + 1/202 (g) = H20 (g); = -241,83 kJ,

ja rautaoksidin (II) muodostumislämpö voidaan laskea, jos yhtälö (a) vähennetään yhtälöstä (b).

\u003d (c) - (b) - (a) \u003d -241,83 - [-283.o - (-13,18)] \u003d + 27,99 kJ.

Vastaus:+27,99 kJ.

Tehtävä 84.
Kaasumaisen rikkivedyn ja hiilidioksidin vuorovaikutuksessa muodostuu vesihöyryä ja hiilidisulfidia СS 2 (g). Kirjoita tämän reaktion termokemiallinen yhtälö, laske alustavasti sen lämpövaikutus. Vastaus: +65,43 kJ.
Ratkaisu:
G- kaasumainen, ja- nestemäinen, to-kiteinen. Nämä symbolit jätetään pois, jos aineiden yhteenlaskettu tila on ilmeinen, esimerkiksi O 2, H 2 jne.
Reaktioyhtälö on:

2H2S (g) + C02 (g) \u003d 2H20 (g) + CS2 (g); = ?

Aineiden standardimuodostuslämmöt on annettu erityistaulukoissa. Ottaen huomioon, että yksinkertaisten aineiden muodostumislämmöt otetaan ehdollisesti nollaksi. Reaktion lämpövaikutus voidaan laskea Hessin lain e:n avulla:

\u003d (H20) + (CS2) - [(H2S) + (CO2)];
= 2(-241,83) + 115,28 – = +65,43 kJ.

2H2S (g) + C02 (g) \u003d 2H20 (g) + CS2 (g); = +65,43 kJ.

Vastaus:+65,43 kJ.

Termokemiallinen reaktioyhtälö

Tehtävä 85.
Kirjoita termokemiallinen yhtälö CO:n (g) ja vedyn väliselle reaktiolle, jonka seurauksena muodostuu CH 4 (g) ja H 2 O (g). Kuinka paljon lämpöä vapautuu tämän reaktion aikana, jos metaania saadaan 67,2 litraa normaaleissa olosuhteissa? Vastaus: 618,48 kJ.
Ratkaisu:
Termokemiallisiksi kutsutaan reaktioyhtälöitä, joissa niiden aggregaatio- tai kiteinen muunnostilat on merkitty kemiallisten yhdisteiden symbolien lähelle sekä lämpövaikutusten numeerinen arvo. Termokemiallisissa yhtälöissä, ellei sitä ole erikseen mainittu, lämpövaikutusten arvot vakiopaineella Q p ovat yhtä suuret kuin järjestelmän entalpian muutos. Arvo annetaan yleensä yhtälön oikealla puolella pilkulla tai puolipisteellä erotettuna. Seuraavat aineen aggregoidun tilan lyhenteet hyväksytään: G- kaasumainen, ja- jotain to-kiteinen. Nämä symbolit jätetään pois, jos aineiden yhteenlaskettu tila on ilmeinen, esimerkiksi O 2, H 2 jne.
Reaktioyhtälö on:

CO (g) + 3H2 (g) \u003d CH4 (g) + H20 (g); = ?

Aineiden standardimuodostuslämmöt on annettu erityistaulukoissa. Ottaen huomioon, että yksinkertaisten aineiden muodostumislämmöt otetaan ehdollisesti nollaksi. Reaktion lämpövaikutus voidaan laskea Hessin lain e:n avulla:

\u003d (H20) + (CH4)-(CO)];
\u003d (-241,83) + (-74,84) - (-110,52) \u003d -206,16 kJ.

Termokemiallinen yhtälö näyttää tältä:

22,4 : -206,16 = 67,2 : X; x \u003d 67,2 (-206,16) / 22 4 \u003d -618,48 kJ; Q = 618,48 kJ.

Vastaus: 618,48 kJ.

Muodostumislämpö

Tehtävä 86.
Minkä reaktion lämpövaikutus yhtä suuri kuin lämpö koulutus. Laske NO:n muodostumislämpö seuraavista termokemiallisista yhtälöistä:
a) 4NH3 (g) + 502 (g) \u003d 4NO (g) + 6H20 (g); = -1168,80 kJ;
b) 4NH3 (g) + 302 (g) \u003d 2N2 (g) + 6H20 (g); = -1530,28 kJ
Vastaus: 90,37 kJ.
Ratkaisu:
Standardimuodostumislämpö on yhtä suuri kuin 1 mol:n tämän aineen muodostumislämpö yksinkertaisista aineista standardiolosuhteissa (T = 298 K; p = 1,0325,105 Pa). NO:n muodostuminen yksinkertaisista aineista voidaan esittää seuraavasti:

1/2N2 + 1/2O2 = EI

Annettu reaktio (a), jossa muodostuu 4 moolia NO:ta ja reaktio (b), jossa muodostuu 2 moolia N2:ta. Molemmissa reaktioissa on mukana happea. Siksi NO:n standardimuodostuslämmön määrittämiseksi muodostamme seuraavan Hessin syklin, eli meidän on vähennettävä yhtälö (a) yhtälöstä (b):

Siten 1/2N2 + 1/202 = NO; = +90,37 kJ.

Vastaus: 618,48 kJ.

Tehtävä 87.
Kiteinen ammoniumkloridi muodostuu kaasumaisen ammoniakin ja kloorivedyn vuorovaikutuksessa. Kirjoita tämän reaktion termokemiallinen yhtälö laskettuasi aiemmin sen lämpövaikutuksen. Kuinka paljon lämpöä vapautuu, jos reaktiossa kuluisi normaaliolosuhteissa 10 litraa ammoniakkia? Vastaus: 78,97 kJ.
Ratkaisu:
Termokemiallisiksi kutsutaan reaktioyhtälöitä, joissa niiden aggregaatio- tai kiteinen muunnostilat on merkitty kemiallisten yhdisteiden symbolien lähelle sekä lämpövaikutusten numeerinen arvo. Termokemiallisissa yhtälöissä, ellei sitä ole erikseen mainittu, lämpövaikutusten arvot vakiopaineella Q p ovat yhtä suuret kuin järjestelmän entalpian muutos. Arvo annetaan yleensä yhtälön oikealla puolella pilkulla tai puolipisteellä erotettuna. Seuraavat hyväksytään to-kiteinen. Nämä symbolit jätetään pois, jos aineiden yhteenlaskettu tila on ilmeinen, esimerkiksi O 2, H 2 jne.
Reaktioyhtälö on:

NH3 (g) + HCl (g) \u003d NH4CI (k). ; = ?

Aineiden standardimuodostuslämmöt on annettu erityistaulukoissa. Ottaen huomioon, että yksinkertaisten aineiden muodostumislämmöt otetaan ehdollisesti nollaksi. Reaktion lämpövaikutus voidaan laskea Hessin lain e:n avulla:

\u003d (NH4Cl) - [(NH3) + (HCl)];
= -315,39 - [-46,19 + (-92,31) = -176,85 kJ.

Termokemiallinen yhtälö näyttää tältä:

Tässä reaktiossa 10 litran ammoniakkireaktion aikana vapautuva lämpö määritetään suhteesta:

22,4 : -176,85 = 10 : X; x \u003d 10 (-176,85) / 22,4 \u003d -78,97 kJ; Q = 78,97 kJ.

Vastaus: 78,97 kJ.

7. Laske reaktion lämpövaikutus standardiolosuhteissa: Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (g) \u003d 2 Fe (t) + 3 CO 2 (g), jos muodostumislämpö: Fe 2 O 3 (t) \u003d - 821,3 kJ / mol; CO (g) = -110,5 kJ/mol;

CO 2 (g) \u003d - 393,5 kJ/mol.

Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (g) \u003d 2 Fe (t) + 3 CO 2 (g),

Kun tiedämme alkuaineiden ja reaktiotuotteiden palamisen standardilämpövaikutukset, laskemme reaktion lämpövaikutuksen standardiolosuhteissa:

16. Kemiallisen reaktion nopeuden riippuvuus lämpötilasta. Van't Hoffin sääntö. Reaktiolämpötilakerroin.

Vain aktiivisten molekyylien väliset törmäykset johtavat reaktioihin, joiden keskimääräinen energia ylittää reaktioon osallistuvien keskimääräisen energian.

Kun tietty aktivaatioenergia E välitetään molekyyleille (ylienergia yli keskiarvon), molekyyleissä olevien atomien vuorovaikutuksen potentiaalienergia pienenee, sidokset molekyylien sisällä heikkenevät, molekyylit muuttuvat reaktiivisiksi.

Aktivointienergiaa ei välttämättä syötetä ulkopuolelta, vaan se voidaan välittää jollekin osalle molekyyleistä jakamalla energiaa uudelleen törmäysten aikana. Boltzmannin mukaan N-molekyylien joukossa on seuraava määrä aktiivisia molekyylejä N, joilla on lisääntynyt energia:

N N e – E / RT

jossa E on aktivaatioenergia, joka osoittaa tarvittavan energian ylimäärän verrattuna keskimääräiseen tasoon, joka molekyyleillä on oltava, jotta reaktio tulisi mahdolliseksi; muut nimitykset ovat hyvin tunnettuja.

Termisen aktivoinnin aikana kahdelle lämpötilalle T 1 ja T 2 nopeusvakioiden suhde on:

, (2) , (3)

mikä mahdollistaa aktivointienergian määrittämisen mittaamalla reaktionopeus kahdessa erilaisia ​​lämpötiloja T 1 ja T 2.

Lämpötilan nousu 10 0 lisää reaktionopeutta 2–4 ​​kertaa (likimääräinen van't Hoff -sääntö). Lukua, joka osoittaa kuinka monta kertaa reaktionopeus (ja siten nopeusvakio) kasvaa lämpötilan noustessa 10 0, kutsutaan reaktion lämpötilakertoimeksi:

 (4) .(5)

Tämä tarkoittaa esimerkiksi sitä, että lämpötilan noustessa 100 0 tavanomaisesti hyväksytyllä keskinopeuden 2-kertaisella nousulla ( = 2) reaktionopeus kasvaa 2 10, ts. noin 1000 kertaa, ja kun  = 4 - 4 10 ts. 1000000 kertaa. Van't Hoff -sääntöä voidaan soveltaa reaktioihin, jotka tapahtuvat suhteellisen alhaisissa lämpötiloissa kapealla alueella. Reaktionopeuden jyrkkä nousu lämpötilan noustessa selittyy sillä, että aktiivisten molekyylien määrä kasvaa eksponentiaalisesti.

25. Van't Hoffin kemiallisen reaktion isotermiyhtälö.

Mielivaltaisen reaktion massatoiminnan lain mukaisesti

ja A + bB = cC + dD

Suoran reaktion nopeuden yhtälö voidaan kirjoittaa:

,

ja käänteisen reaktion nopeudelle:

.

Reaktion edetessä vasemmalta oikealle aineiden A ja B pitoisuudet pienenevät ja eteenpäin suuntautuvan reaktion nopeus pienenee. Toisaalta, kun reaktiotuotteet C ja D kerääntyvät, reaktionopeus kasvaa oikealta vasemmalle. Tulee hetki, jolloin nopeudet υ 1 ja υ 2 ovat samat, kaikkien aineiden pitoisuudet pysyvät ennallaan, joten

,

Missä K c = k 1 / k 2 =

.

Vakioarvo K c, joka on yhtä suuri kuin suorien ja käänteisten reaktioiden nopeusvakioiden suhde, kuvaa kvantitatiivisesti tasapainotilaa lähtöaineiden ja niiden vuorovaikutuksen tuotteiden (niiden stoikiometristen kertoimien) tasapainokonsentraatioiden kautta ja kutsutaan tasapainovakioksi. Tasapainovakio on vakio vain tietyllä lämpötilalla, ts.

K c \u003d f (T). Kemiallisen reaktion tasapainovakio ilmaistaan ​​yleensä suhteena, jonka osoittaja on reaktiotuotteiden tasapainomoolipitoisuuksien tulo ja nimittäjä lähtöaineiden pitoisuuksien tulo.

Jos reaktiokomponentit ovat ideaalikaasujen seos, niin tasapainovakio (K p) ilmaistaan ​​komponenttien osapaineina:

.

Siirtymiseen K p:stä K kanssa käytämme tilan P · V = n · R · T yhtälöä. Koska

, niin P = C·R·T. .

Yhtälöstä seuraa, että K p = K s edellyttäen, että reaktio etenee ilman, että kaasufaasissa olevien moolien lukumäärä muuttuu, ts. kun (c + d) = (a + b).

Jos reaktio etenee spontaanisti vakioilla P ja T tai V ja T, niin tämän reaktion arvotG ja F voidaan saada yhtälöistä:

,

jossa CA, C B, C C, C D ovat lähtöaineiden ja reaktiotuotteiden epätasapainopitoisia pitoisuuksia.

,

jossa P A, P B, P C, P D ovat lähtöaineiden ja reaktiotuotteiden osapaineet.

Kahta viimeistä yhtälöä kutsutaan van't Hoffin kemiallisen reaktion isotermiyhtälöiksi. Tämän suhteen avulla voit laskea reaktion arvot G ja F ja määrittää sen suunnan, kun erilaisia ​​pitoisuuksia lähtöaineet.

On huomattava, että varten kaasujärjestelmät, ja ratkaisuille, osallistumalla reaktioon kiinteät aineet(ts. heterogeenisille systeemeille) kiinteän faasin konsentraatiota ei sisällytetä tasapainovakion lausekkeeseen, koska tämä pitoisuus on käytännössä vakio. Siis reaktioon

2 CO (g) \u003d CO 2 (g) + C (t)

tasapainovakio kirjoitetaan muodossa

.

Tasapainovakion riippuvuus lämpötilasta (lämpötilalle T 2 suhteessa lämpötilaan T 1) ilmaistaan ​​seuraavalla van't Hoffin yhtälöllä:

,

missä Н 0 on reaktion lämpövaikutus.

Endotermisessä reaktiossa (reaktio etenee lämmön imeytyessä) tasapainovakio kasvaa lämpötilan noustessa, järjestelmä ikään kuin vastustaa kuumenemista.

34. Osmoosi, osmoottinen paine. Van't Hoff -yhtälö ja osmoottinen kerroin.

Osmoosi on liuotinmolekyylien spontaani liikkuminen puoliläpäisevän kalvon läpi, joka erottaa eri pitoisuudet liuokset pienemmän pitoisuuden liuoksesta korkeamman pitoisuuden liuokseen, mikä johtaa jälkimmäisen laimenemiseen. Puoliläpäisevänä kalvona, jonka pienten reikien läpi vain pienet liuotinmolekyylit pääsevät selektiivisesti läpi ja suuret tai solvatoituneet molekyylit tai ionit säilyvät, käytetään usein sellofaanikalvoa - korkeamolekyylipainoisille aineille ja pienimolekyylipainoisille - kalvoa. kupariferrosyanidista. Liuottimen siirtyminen (osmoosi) voidaan estää, jos liuokseen, jonka pitoisuus on suurempi, kohdistetaan ulkopuolinen hydrostaattinen paine (tasapainoolosuhteissa tämä on ns. osmoottinen paine, jota merkitään kirjaimella ). :n arvon laskemiseen ei-elektrolyyttien liuoksissa käytetään empiiristä Van't Hoff -yhtälöä:

jossa C on aineen moolipitoisuus, mol/kg;

R on yleinen kaasuvakio, J/mol K.

Osmoottisen paineen arvo on verrannollinen tiettyyn liuostilavuuteen liuenneen yhden tai useamman aineen molekyylien määrään (yleisessä tapauksessa hiukkasten lukumäärään), eikä se riipu niiden luonteesta ja liuottimen luonteesta. Vahvojen tai heikkojen elektrolyyttien liuoksissa yksittäisten hiukkasten kokonaismäärä kasvaa molekyylien dissosiaatiosta johtuen, joten osmoottisen paineen laskentayhtälöön on sisällytettävä sopiva suhteellisuuskerroin, jota kutsutaan isotoniseksi kertoimeksi.

i C R T,

jossa i on isotoninen kerroin, joka lasketaan ionien ja dissosioitumattomien elektrolyyttimolekyylien lukumäärän summan ja tämän aineen molekyylien määrän välisenä suhteena.

Joten jos elektrolyytin dissosiaatioaste, ts. ioneiksi hajoaneiden molekyylien lukumäärän suhde kokonaismäärä liuenneen aineen molekyylit on yhtä suuri kuin  ja elektrolyyttimolekyyli hajoaa n:ksi ioniksi, jolloin isotoninen kerroin lasketaan seuraavasti:

i = 1 + (n – 1) ,(i > 1).

Vahville elektrolyyteille voidaan ottaa  = 1, sitten i = n, ja kerrointa i (myös suurempi kuin 1) kutsutaan osmoottiseksi kertoimeksi.

Osmoosi-ilmiö on hyvin tärkeä kasvi- ja eläinorganismeille, koska niiden solujen kalvoilla on suhteessa monien aineiden liuoksiin puoliläpäisevän kalvon ominaisuuksia. AT puhdas vesi solu turpoaa voimakkaasti, joissain tapauksissa kalvon repeämiseen asti, ja korkean suolapitoisuuden omaavissa liuoksissa se päinvastoin pienenee ja kutistuu suuren vesihäviön vuoksi. Siksi säilönnässä elintarvikkeita lisätty niihin suuri määrä suolaa tai sokeria. Mikro-organismisolut menettävät tällaisissa olosuhteissa huomattavan määrän vettä ja kuolevat.

Tämän aiheen tutkimisen tuloksena opit: Miten tavalliset kemiallisten reaktioiden yhtälöt eroavat lämpökemiallisista yhtälöistään. Mitkä tekijät vaikuttavat kemiallisten reaktioiden nopeuteen? Miten todellinen (kemiallinen) tasapaino eroaa näennäisestä tasapainosta. Mihin suuntaan tasapaino muuttuu ulkoisten olosuhteiden muuttuessa. Mikä on homogeenisen ja heterogeenisen katalyysin mekanismi. Mitä ovat estäjät ja promoottorit. Tämän aiheen tutkimisen tuloksena opit: Laske kemiallisten reaktioiden lämpövaikutukset aineiden muodostumisen entalpioiden avulla. Suorita laskelmat käyttäen van't Hoff -periaatteen matemaattista lauseketta. Määritä kemiallisen tasapainon muutossuunta lämpötilan ja paineen muutoksilla. Opintokysymykset:

6.1. Kemiallisten prosessien energia

6.1.1. Sisäinen energia ja entalpia

Missä tahansa prosessissa noudatetaan energian säilymisen lakia:

Q = ∆U + A.

Tämä yhtäläisyys tarkoittaa, että jos lämpöä Q syötetään järjestelmään, se kuluu sisäisen energian Δ U muuttamiseen ja työn A tekemiseen.

Sisäinen energia järjestelmä on sen kokonaisreservi, mukaan lukien molekyylien translaatio- ja pyörimisliikkeen energia, elektronien liikkeen energia atomeissa, ytimien vuorovaikutusenergia elektronien kanssa, ytimien ytimien kanssa jne., ts. kaikki energiatyypit, paitsi koko järjestelmän kineettinen ja potentiaalinen energia.

Järjestelmän suorittama työ siirtymisen aikana tilasta 1, jolle on tunnusomaista tilavuus V 1, tilaan 2 (tilavuus V 2) vakiopaineessa (laajennustyö), on yhtä suuri:

A \u003d p (V 2 - V 1).

Vakiopaineella (р=const), kun otetaan huomioon laajennustyön lauseke, energiansäästölaki kirjoitetaan seuraavasti:

Q \u003d (U2 + pV 2) - (U 1 + pV 1).

Järjestelmän sisäisen energian ja tilavuuden ja paineen tulon summaa kutsutaan entalpia H:

Koska tarkka arvo järjestelmän sisäistä energiaa ei tunneta, entalpioiden absoluuttisia arvoja ei myöskään voida saada. on tieteellistä arvoa ja käytännön käyttöä Etsi muutokset entalpioissa Δ N.

Sisäinen energia U ja entalpia H ovat valtion toiminnot järjestelmät. Tilafunktiot ovat sellaisia ​​järjestelmän ominaisuuksia, joiden muutokset määräävät vain järjestelmän loppu- ja alkutila, ts. ovat riippumattomia prosessipolusta.

6.1.2. Ekso- ja endotermiset prosessit

Kemiallisten reaktioiden virtaukseen liittyy lämmön imeytyminen tai vapautuminen. eksoterminen kutsutaan reaktioksi, joka etenee lämmön vapautuessa ympäristöön, ja endoterminen- ympäristön lämmön imeytymisen kanssa.

Monet prosessit teollisuudessa ja laboratoriokäytännössä etenevät vakiopaineessa ja lämpötilassa (T=const, p=const). Näiden prosessien energiaominaisuus on entalpian muutos:

Q P \u003d -Δ N.

Prosesseille, jotka tapahtuvat vakiotilavuudessa ja lämpötilassa (T = vakio, V = vakio) Q V = - Δ U.

Eksotermisille reaktioille Δ H< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Esimerkiksi

N2 (g) + SO 2 (g) \u003d N20 (g); ΔН 298 = +82 kJ,

CH4 (g) + 202 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H20 (g); ΔN 298 = -802 kJ.

Kemialliset yhtälöt, jotka osoittavat lisäksi reaktion lämpövaikutuksen (DH-prosessin arvon), sekä aineiden aggregaatiotilan ja lämpötilan, kutsutaan termokemiallinen yhtälöt.

Termokemiallisissa yhtälöissä reagenssien ja muodostuneiden aineiden faasitila ja allotrooppiset modifikaatiot merkitään: d - kaasumainen, g - nestemäinen, k - kiteinen; S (rombi), S (monocle), C (grafiitti), C (timantti) jne.

6.1.3. Termokemia; Hessin laki

Fysikaalisten ja kemiallisten prosessien tutkimukseen liittyvät energiailmiöt lämpökemia. Termokemian peruslaki on venäläisen tiedemiehen G.I. Hess vuonna 1840.

Hessin laki: prosessin entalpian muutos riippuu lähtöaineiden ja reaktiotuotteiden tyypistä ja tilasta, mutta ei riipu prosessin reitistä.

Termokemiallisia vaikutuksia tarkasteltaessa käytetään usein ilmaisua "prosessientalpia" käsitteen "muutos prosessin entalpiassa" sijaan, mikä tarkoittaa tällä käsitteellä Δ H:n arvoa. On väärin käyttää käsitettä "lämpövaikutus". prosessista” Hessin lakia muotoiltaessa, koska Q:n arvo ei yleensä ole tilan funktio. Kuten edellä mainittiin, vain vakiopaineella QP =-ΔN (vakiotilavuudessa QV =-ΔU).

Joten PCl 5:n muodostumista voidaan pitää yksinkertaisten aineiden vuorovaikutuksen tuloksena:

P (c, valkoinen) + 5/2Cl2 (g) = PC15 (c); Δ H 1,

tai useissa vaiheissa tapahtuvan prosessin tuloksena:

P (k, valkoinen) + 3/2Cl2 (g) = PC13 (g); Δ H 2,

PCl 3 (g) + Cl 2 (g) \u003d PCl 5 (c); Δ H 3,

tai yhteensä:

P (c, valkoinen) + 5/2Cl2 (g) = PC15 (c); Δ H1 \u003d Δ H2 + Δ H3.

6.1.4. Aineiden muodostumisen entalpiat

Muodostumisentalpia on aineen muodostumisprosessin entalpia tietyssä aggregaatiotilassa yksinkertaisista aineista, jotka ovat stabiileissa modifikaatioissa. Esimerkiksi natriumsulfaatin muodostumisen entalpia on reaktion entalpia:

2Na (c) + S (rombi) + 202 (g) \u003d Na2S04 (c).

Yksinkertaisten aineiden muodostumisen entalpia on nolla.

Koska reaktion lämpövaikutus riippuu aineiden tilasta, lämpötilasta ja paineesta, päätettiin käyttää termokemiallisissa laskelmissa. muodostumisen standardientalpiat ovat aineiden muodostumisen entalpiat, jotka ovat tietyssä lämpötilassa vakiokunnossa. Kondensoituneiden aineiden vakiotilaksi otetaan aineen todellinen tila tietyssä lämpötilassa ja paineessa 101,325 kPa (1 atm). Viitekirjoissa annetaan yleensä aineiden muodostumisen standardientalpiat 25 o C:n (298K) lämpötilassa, 1 mooliin ainetta (Δ H f o 298). Joidenkin aineiden muodostumisen standardientalpiat, kun T = 298K, on ​​annettu taulukossa. 6.1.

Taulukko 6.1.

Joidenkin aineiden muodostumisen standardientalpiat (Δ H f o 298).

Aine	AHf o 298, kJ/mol	Aine	AHf o 298, kJ/mol

Useimpien monimutkaisten aineiden muodostumisen standardientalpiat ovat negatiivisia arvoja. Pienelle määrälle epästabiileja aineita Δ H f o 298 > 0. Tällaisia ​​aineita ovat erityisesti typpioksidi (II) ja typpioksidi (IV), taulukko 6.1.

6.1.5. Kemiallisten reaktioiden lämpövaikutusten laskeminen

Prosessien entalpioiden laskemiseen käytetään Hessin lain seurausta: reaktion entalpia on yhtä suuri kuin reaktiotuotteiden muodostumisen entalpioiden summa miinus lähtöaineiden muodostumisen entalpioiden summa, ottaen huomioon stoikiometriset kertoimet.

Laske kalsiumkarbonaatin hajoamisen entalpia. Prosessi kuvataan seuraavalla yhtälöllä:

CaCO 3 (c) \u003d CaO (c) + C02 (g).

Tämän reaktion entalpia on yhtä suuri kuin kalsiumoksidin ja hiilidioksidin muodostumisen entalpioiden summa, josta on vähennetty kalsiumkarbonaatin muodostumisen entalpia:

ΔH o 298 \u003d Δ H f o 298 (CaO (c)) + Δ Hf o 298 (CO 2 (g)) - Δ Hf o 298 (CaCO 3 (c)).

Käyttämällä taulukon 6.1 tietoja. saamme:

ΔHo 298 = -635,1 -393,5 + 1206,8 = + 178,2 kJ.

Saaduista tiedoista seuraa, että kyseessä oleva reaktio on endoterminen, ts. etenee lämmön imeytymisen myötä.

CaO (c) + CO 2 (c) \u003d CaCO 3 (c)

Mukana lämmön vapautuminen. Sen entalpia on yhtä suuri kuin

ΔHo 298 = -1206,8 + 635,1 + 393,5 = -178,2 kJ.

6.2. Kemiallisten reaktioiden nopeus

6.2.1. Reaktionopeuden käsite

Kemian haaraa, joka käsittelee kemiallisten reaktioiden nopeutta ja mekanismeja, kutsutaan kemiallinen kinetiikka. Yksi kemiallisen kinetiikan keskeisistä käsitteistä on kemiallisen reaktion nopeus.

Kemiallisen reaktion nopeus määräytyy reagoivien aineiden pitoisuuden muutoksesta aikayksikköä kohti järjestelmän vakiotilavuudessa.

Harkitse seuraavaa prosessia:

Olkoon aineen A pitoisuus jossain vaiheessa t 1 yhtä suuri kuin arvo c 1 ja hetkellä t 2 - arvo c 2 . Ajanjakson ajan t 1 - t 2 pitoisuuden muutos on Δ c \u003d c 2 - c 1. keskinopeus reaktio on:

Miinusmerkki laitetaan, koska reaktion edetessä (Δ t> 0) aineen pitoisuus pienenee (Δ c< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.

Kemiallisen reaktion nopeus riippuu reagoivien aineiden luonteesta ja reaktio-olosuhteista: pitoisuudesta, lämpötilasta, katalyytin läsnäolosta, paineesta (kaasureaktioissa) ja joistakin muista tekijöistä. Erityisesti aineiden kosketuspinnan kasvaessa reaktionopeus kasvaa. Reaktionopeus kasvaa myös reagoivien aineiden sekoitusnopeuden kasvaessa.

Reaktionopeuden numeerinen arvo riippuu myös siitä, mitä komponenttia käytetään reaktionopeuden laskemiseen. Esimerkiksi prosessin nopeus

H 2 + I 2 \u003d 2HI,

HI-pitoisuuden muutoksesta laskettuna on kaksinkertainen reagenssien H 2 tai I 2 konsentraation muutoksesta laskettu reaktionopeus.

6.2.2. Reaktionopeuden riippuvuus pitoisuudesta; reaktion järjestys ja molekulaarisuus

Kemiallisen kinetiikan perussääntö on massatoiminnan laki- määrittää reaktionopeuden riippuvuuden reagoivien aineiden pitoisuudesta.

Reaktionopeus on verrannollinen reagoivien aineiden pitoisuuksien tuloon. Reaktiolle, joka on kirjoitettu yleisessä muodossa nimellä

aA + bB = cC + dD,

reaktionopeuden riippuvuus pitoisuudesta on muotoa:

v = k [A] α [B] β.

Tässä kineettisessä yhtälössä k on suhteellisuustekijä, ns nopeusvakio; [A] ja [B] ovat aineiden A ja B pitoisuuksia. Reaktionopeusvakio k riippuu reagoivien aineiden luonteesta ja lämpötilasta, mutta ei riipu niiden pitoisuuksista. Kertoimet α ja β löytyvät kokeellisista tiedoista.

Kineettisten yhtälöiden eksponentien summaa kutsutaan kokonaissummaksi järjestyksessä reaktiot. Yhdessä komponentissa on myös tietty reaktion järjestys. Esimerkiksi reaktiolle

H 2 + C1 2 \u003d 2 HC1

Kineettinen yhtälö näyttää tältä:

v = k 1/2,

nuo. kokonaisjärjestys on 1,5 ja H2- ja C12-komponenttien reaktiojärjestykset ovat 1 ja 0,5, vastaavasti.

Molekulaarisuus reaktio määräytyy hiukkasten lukumäärän mukaan, joiden samanaikainen törmäys on kemiallisen vuorovaikutuksen alkeellinen teko. Alkeistoimi (alkeisvaihe)- yksittäinen vuorovaikutus tai hiukkasten (molekyylien, ionien, radikaalien) muuttaminen muiksi hiukkasiksi. Alkuainereaktioissa reaktion molekulaarisuus ja järjestys ovat samat. Jos prosessi on monivaiheinen ja siksi reaktioyhtälö ei paljasta prosessin mekanismia, reaktion järjestys ei ole sama kuin sen molekylaarisuus.

kemialliset reaktiot jaetaan yksinkertaisiin (yksivaiheisiin) ja monimutkaisiin, ja ne etenevät useissa vaiheissa.

Monomolekulaarinen reaktio on reaktio, jossa alkuainetoimi on yhden molekyylin kemiallinen muutos. Esimerkiksi:

CH3CHO (g) \u003d CH4 (g) + CO (g).

Bimolekylaarinen reaktio- reaktio, jossa alkuainetoimi suoritetaan kahden hiukkasen törmääessä. Esimerkiksi:

H2 (g) + 12 (g) = 2HI (g).

trimekylaarinen reaktio- yksinkertainen reaktio, jonka perustoimi suoritetaan kolmen molekyylin samanaikaisella törmäyksellä. Esimerkiksi:

2NO (g) + 02 (g) \u003d 2NO 2 (g).

On todettu, että useamman kuin kolmen molekyylin samanaikainen törmäys, joka johtaa reaktiotuotteiden muodostumiseen, on käytännössä mahdotonta.

Massatoiminnan laki ei päde reaktioihin, joihin liittyy kiinteät aineet, koska niiden pitoisuudet ovat vakioita ja ne reagoivat vain pinnalla. Tällaisten reaktioiden nopeus riippuu reagoivien aineiden välisen kosketuspinnan koosta.

6.2.3. Reaktionopeuden lämpötilariippuvuus

Kemiallisten reaktioiden nopeus kasvaa lämpötilan noustessa. Tämä kasvu johtuu molekyylien kineettisen energian lisääntymisestä. Vuonna 1884 hollantilainen kemisti van't Hoff muotoili säännön: jokaista 10 astetta lämpötilan nousua kohden kemiallisten reaktioiden nopeus kasvaa 2-4 kertaa.

Van't Hoffin sääntö on kirjoitettu seuraavasti:

,

jossa Vt1 ja Vt2 ovat reaktionopeudet lämpötiloissa t1 ja t2; γ - lämpötilan nopeuskerroin, yhtä suuri kuin 2 - 4.

Van't Hoff -sääntöä käytetään arvioimaan lämpötilan vaikutusta reaktionopeuteen. Ruotsalainen tiedemies S. Arrhenius ehdotti vuonna 1889 tarkemman yhtälön, joka kuvaa reaktionopeusvakion riippuvuutta lämpötilasta:

.

Arrhenius-yhtälössä A on vakio, E on aktivaatioenergia (J/mol); T on lämpötila, K.

Arrheniuksen mukaan kaikki molekyylien törmäykset eivät johda kemiallisiin muutoksiin. Vain molekyylit, joissa on ylimääräistä energiaa, pystyvät reagoimaan. Tätä ylimääräistä energiaa, joka törmäävillä hiukkasilla täytyy olla, jotta niiden välinen reaktio tapahtuisi, kutsutaan aktivointienergiaa.

6.3. Katalyysin ja katalyytien käsite

Katalyytti on aine, joka muuttaa kemiallisen reaktion nopeutta, mutta pysyy kemiallisesti muuttumattomana reaktion lopussa.

Jotkut katalyytit nopeuttavat reaktiota, kun taas toiset, ns estäjät, hidasta. Esimerkiksi pienen määrän MnO 2:ta lisääminen katalyyttinä vetyperoksidiin H2O2 aiheuttaa nopean hajoamisen:

2 H 2 O 2 - (MnO 2) 2 H 2 O + O 2.

Pienten rikkihappomäärien läsnä ollessa havaitaan H 2 O 2:n hajoamisnopeuden lasku. Tässä reaktiossa rikkihappo toimii estäjänä.

Riippuen siitä, onko katalyytti samassa faasissa reaktanttien kanssa vai muodostaako itsenäisen faasin, niitä on homogeeninen ja heterogeeninen katalyysi.

homogeeninen katalyysi

Homogeenisen katalyysin tapauksessa lähtöaineet ja katalyytti ovat samassa faasissa, esimerkiksi kaasumaisia. Katalyytin vaikutusmekanismi perustuu siihen, että se vuorovaikuttaa reagoivien aineiden kanssa muodostaen väliyhdisteitä.

Harkitse katalyytin vaikutusmekanismia. Katalyytin puuttuessa reaktio

Se virtaa hyvin hitaasti. Katalyytti muodostaa lähtöaineiden kanssa (esimerkiksi aineen B kanssa) reaktiivisen välituotteen:

joka reagoi voimakkaasti toisen lähtöaineen kanssa muodostaen lopullisen reaktiotuotteen:

VK + A \u003d AB + K.

Homogeeninen katalyysi tapahtuu esimerkiksi rikki(IV)oksidin hapetusprosessissa rikki(VI)oksidiksi, mikä tapahtuu typen oksidien läsnä ollessa.

homogeeninen reaktio

2 SO 2 + O 2 \u003d 2 SO 3

katalyytin puuttuessa on hyvin hidasta. Mutta kun katalyytti (NO) lisätään, muodostuu välituoteyhdiste (NO2):

O 2 + 2 NO \u003d 2 NO 2,

joka hapettaa helposti SO 2:n:

NO 2 + SO 2 \u003d SO 3 + NO.

Jälkimmäisen prosessin aktivointienergia on hyvin alhainen, joten reaktio etenee suurella nopeudella. Siten katalyyttien vaikutus vähenee reaktion aktivointienergian alenemiseen.

heterogeeninen katalyysi

Heterogeenisessä katalyysissä katalyytti ja lähtöaineet ovat eri faaseissa. Katalyytti on tavallisesti kiinteässä tilassa ja reagoivat aineet ovat nestemäisessä tai kaasumaisessa tilassa. Heterogeenisessä katalyysissä prosessin kiihtyvyys liittyy yleensä katalyyttipinnan katalyyttiseen vaikutukseen.

Katalyytit eroavat toiminnan selektiivisyydestä (selektiivisyydestä). Joten esimerkiksi alumiinioksidikatalyytin Al 2 O 3 läsnä ollessa 300 o C:ssa vettä ja eteeniä saadaan etyylialkoholista:

C 2 H 5OH - (Al 2 O 3) C 2 H 4 + H 2 O.

Etyylialkoholi dehydrataan samassa lämpötilassa, mutta kuparin Cu:n läsnä ollessa katalyyttinä:

C2H5OH - (Cu)CH3CHO + H2.

pieniä määriä jotkut aineet vähentävät tai jopa tuhoavat kokonaan katalyyttien aktiivisuuden (katalysaattorimyrkytys). Tällaisia ​​aineita kutsutaan katalyyttisiä myrkkyjä. Esimerkiksi happi aiheuttaa rautakatalyytin palautuvan myrkytyksen NH3:n synteesissä. Katalyytin aktiivisuus voidaan palauttaa johtamalla uusi hapesta puhdistettu typen ja vedyn seos. Rikki aiheuttaa peruuttamattoman myrkytyksen katalyyttiin NH 3 :n synteesissä. Sen aktiivisuutta ei voida enää palauttaa johtamalla uutta N 2 + H 2 -seosta.

Katalyyttien toimintaa tehostavia aineita kutsutaan promoottorit, tai aktivaattorit(esimerkiksi platinakatalyyttien edistäminen tapahtuu lisäämällä rautaa tai alumiinia).

Heterogeenisen katalyysin mekanismi on monimutkaisempi. Sen selittämiseen käytetään katalyysin adsorptioteoriaa. Katalyytin pinta on heterogeeninen, joten siinä on ns. aktiivisia keskuksia. Reagoivat aineet adsorboituvat aktiivisiin kohtiin. Jälkimmäinen prosessi aiheuttaa reagoivien molekyylien lähestymisen ja niiden kemiallisen aktiivisuuden lisääntymisen, koska adsorboituneiden molekyylien atomien välinen sidos heikkenee, atomien välinen etäisyys kasvaa.

Toisaalta uskotaan, että katalyytin kiihdytysvaikutus heterogeenisessa katalyysissä johtuu siitä, että reagoivat aineet muodostavat väliyhdisteitä (kuten homogeenisen katalyysin tapauksessa), mikä johtaa aktivaatioenergian vähenemiseen.

6.4 Kemiallinen tasapaino

Peruuttamattomat ja palautuvat reaktiot

Reaktioita, jotka etenevät vain yhteen suuntaan ja päättyvät lähtöaineiden täydelliseen muuttumiseen lopullisiksi aineiksi, kutsutaan peruuttamattomiksi.

Peruuttamaton, ts. loppuun asti ovat reaktiot, joissa

Kemiallisia reaktioita, jotka voivat edetä vastakkaisiin suuntiin, kutsutaan palautuviksi. Tyypillisiä palautuvia reaktioita ovat ammoniakin synteesin ja rikki(IV)oksidin hapettumisen reaktiot rikki(VI)oksidiksi:

N 2 + 3 H 2 2 NH 3,

2 SO 2 + O 2 2 SO 3.

Kun kirjoitat palautuvien reaktioiden yhtälöitä, laita yhtäläisyysmerkin sijaan kaksi vastakkaisiin suuntiin osoittavaa nuolta.

Reversiibelissä reaktiossa suoran reaktion nopeudella alkuhetkellä on maksimiarvo, joka pienenee alkureagenssien pitoisuuden pienentyessä. Päinvastoin, käänteisreaktiolla on aluksi miniminopeus, joka kasvaa tuotteiden pitoisuuden kasvaessa. Tämän seurauksena tulee hetki, jolloin eteenpäin- ja taaksepäinreaktioiden nopeudet ovat yhtä suuret ja järjestelmä asetetaan kemiallinen tasapaino.

Kemiallinen tasapaino

Reagenssijärjestelmän tilaa, jossa eteenpäin suuntautuvan reaktion nopeus on yhtä suuri kuin käänteisen reaktion nopeus, kutsutaan kemialliseksi tasapainoksi.

Kemiallista tasapainoa kutsutaan myös todelliseksi tasapainoksi. Eteenpäin ja käänteisten reaktioiden nopeuksien yhtäläisyyden lisäksi todellista (kemiallista) tasapainoa luonnehtivat seuraavat piirteet:

järjestelmän tilan muuttumattomuus johtuu suorien ja käänteisten reaktioiden virtauksesta, eli tasapainotila on dynaaminen;

järjestelmän tila pysyy ajallisesti muuttumattomana, jos järjestelmään ei ole ulkoista vaikutusta;

mikä tahansa ulkoinen vaikutus aiheuttaa muutoksen järjestelmän tasapainossa; kuitenkin, jos ulkoinen vaikutus poistetaan, järjestelmä palaa takaisin alkuperäiseen tilaan;

• systeemin tila on sama riippumatta siitä, kummalta puolelta systeemi lähestyy tasapainoa - lähtöaineiden puolelta tai reaktiotuotteiden puolelta.

täytyy erottaa todellisesta näennäinen tasapaino. Joten esimerkiksi hapen ja vedyn seosta suljetussa astiassa huoneenlämpötilassa voidaan säilyttää mielivaltaisen pitkään. Kuitenkin reaktion käynnistyminen (sähköpurkaus, ultraviolettisäteily, lämpötilan nousu) saa veden muodostumisreaktion etenemään peruuttamattomasti.

6.5 Le Chatelierin periaate

Ulkoisten olosuhteiden muutosten vaikutus tasapainotilaan määräytyy Le Chatel -periaate e (Ranska, 1884): jos tasapainossa olevaan järjestelmään kohdistuu jokin ulkoinen vaikutus, järjestelmän tasapaino siirtyy tämän vaikutuksen heikentämiseen.

Le Chatelier'n periaate ei koske vain kemiallisia prosesseja, mutta myös fysikaalisiin, kuten kiehumiseen, kiteytymiseen, liukenemiseen jne.

Harkitse vaikutusta erilaisia ​​tekijöitä kemiallisesta tasapainosta käyttämällä esimerkkiä ammoniakin synteesireaktiosta:

N2 + 3H22NH3; ΔH = -91,8 kJ.

Konsentraation vaikutus kemialliseen tasapainoon.

Le Chatelier'n periaatteen mukaisesti lähtöaineiden pitoisuuden kasvu siirtää tasapainoa kohti reaktiotuotteiden muodostumista. Reaktiotuotteiden pitoisuuden kasvu siirtää tasapainoa kohti lähtöaineiden muodostumista.

Yllä käsitellyssä ammoniakin synteesin prosessissa lisämäärien N 2 tai H 2 lisääminen tasapainojärjestelmään aiheuttaa tasapainon siirtymisen suuntaan, jossa näiden aineiden pitoisuus laskee, joten tasapaino siirtyy kohti muodostumista. NH3:sta. Ammoniakin pitoisuuden lisääminen siirtää tasapainoa kohti lähtöaineita.

Katalyytti nopeuttaa sekä eteen- että taaksepäin reaktiota yhtä paljon, joten katalyytin lisääminen ei vaikuta kemialliseen tasapainoon.

Lämpötilan vaikutus kemialliseen tasapainoon

Lämpötilan noustessa tasapaino siirtyy kohti endotermistä reaktiota ja lämpötilan laskiessa se siirtyy kohti eksotermistä reaktiota.

Tasapainosiirtymän asteen määrää lämpövaikutuksen itseisarvo: mitä suurempi on reaktion ΔH arvo, sitä suurempi on lämpötilan vaikutus.

Tarkasteltavana olevassa ammoniakin synteesireaktiossa lämpötilan nousu siirtää tasapainoa kohti lähtöaineita.

Paineen vaikutus kemialliseen tasapainoon

Paineen muutos vaikuttaa kemialliseen tasapainoon kaasumaisten aineiden mukana. Le Chatelier'n periaatteen mukaan paineen nousu siirtää tasapainoa kaasumaisten aineiden tilavuuden pienentyessä etenevän reaktion suuntaan ja paineen lasku siirtää tasapainoa päinvastaiseen suuntaan. Ammoniakin synteesireaktio etenee järjestelmän tilavuuden pienentyessä (yhtälön vasemmalla puolella on neljä tilavuutta ja oikealla kaksi tilavuutta). Siksi paineen nousu siirtää tasapainoa kohti ammoniakin muodostumista. Paineen lasku muuttaa tasapainoa vastakkaiseen suuntaan. Jos reversiibelissä reaktioyhtälössä kaasumaisten aineiden molekyylien määrä oikealla ja vasemmalla puolella on yhtä suuri (reaktio etenee muuttamatta kaasumaisten aineiden tilavuutta), paine ei vaikuta tasapainoasemaan tässä järjestelmässä.