Шатаах нь өндөр хурдтай явагддаг исэлдэлтийн урвал бөгөөд энэ нь их хэмжээний дулаан ялгаруулж, дүрмээр бол бидний дөл гэж нэрлэдэг тод гэрэлтдэг. Шаталтын процессыг физик хими судалдаг бөгөөд үүнд өөрийгөө хурдасгах урвал бүхий бүх экзотермик процессыг шаталт гэж үздэг. Температурын өсөлт (өөрөөр хэлбэл дулааны механизмтай) эсвэл идэвхтэй хэсгүүдийн хуримтлал (тархалтын шинж чанартай) зэргээс шалтгаалан ийм хурдатгал үүсч болно.

Шаталтын урвал нь тодорхой шинж чанартай байдаг - орон зайн хувьд хязгаарлагдмал өндөр температурын бүс (дөл) байдаг бөгөөд энэ процесс нь их хэмжээний ялгарах дагалддаг урвалыг эхлүүлэх (дөл гарч ирэх), гал асаахад тодорхой хэмжээний энерги зарцуулах шаардлагатай бөгөөд дараа нь процесс аяндаа явагдана. Түүний хурд нь урвалд оролцож буй бодисын химийн шинж чанар, түүнчлэн шаталтын явцад хийн динамик үйл явцаас хамаарна. Шаталтын урвал нь тодорхой шинж чанартай байдаг бөгөөд тэдгээрийн хамгийн чухал нь дулааны алдагдлыг тооцохгүйгээр бүрэн шаталтын үед онолын хувьд хүрч болох хольцын илчлэг ба температур (адиабат гэж нэрлэгддэг) юм.

Нэг төрлийн шаталт нь хамгийн энгийн бөгөөд хольцын найрлага, молекулын дулаан дамжуулалт, температур, даралтаас хамааран тогтмол хурдтай байдаг.

Гетероген шаталт нь байгальд болон хиймэл нөхцөлд хамгийн түгээмэл тохиолддог. Түүний хурд нь шаталтын процессын онцлог нөхцөл, бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн физик шинж чанараас хамаарна. Шингэн түлшний хувьд шаталтын хурд нь ууршилтын хурдаас, хатуу түлшний хувьд хийжүүлэх хурдаас ихээхэн нөлөөлдөг. Жишээлбэл, нүүрс шатаах үед процесс нь хоёр үе шаттай байдаг. Тэдгээрийн эхнийх нь (харьцангуй удаан халах тохиолдолд) бодисын дэгдэмхий бүрэлдэхүүн хэсгүүд (нүүрс) ялгардаг бол хоёр дахь нь коксын үлдэгдэл шатдаг.

Хийн шаталт (жишээлбэл, этан шаталт) нь өөрийн гэсэн шинж чанартай байдаг. Хийн орчинд дөл нь өргөн зайд тархаж болно. Энэ нь хийн дундуур дууны хурдаар хөдөлж чаддаг бөгөөд энэ шинж чанар нь зөвхөн хийн орчинд төдийгүй исэлдүүлэгчтэй холилдсон шингэн ба хатуу шатамхай хэсгүүдийн нарийн тархсан холимогт байдаг. Ийм тохиолдолд тогтвортой шаталтыг хангахын тулд зуухны төхөөрөмжийн тусгай загвар шаардлагатай.

Хийн орчинд шаталтын урвалын үр дагавар нь хоёр төрлийн байна. Эхнийх нь хийн урсгалын турбулизаци бөгөөд энэ нь процессын хурдыг огцом нэмэгдүүлэхэд хүргэдэг. Үүний үр дүнд урсгалын акустик эвдрэл нь дараагийн үе шатанд хүргэдэг - тэсрэлтэд хүргэдэг хольц үүсэх. Шаталтыг тэсэлгээний үе шатанд шилжүүлэх нь зөвхөн хийн өөрийн шинж чанараас гадна системийн хэмжээ, тархалтын параметрүүдээс хамаарна.

Түлшний шаталтыг технологи, үйлдвэрлэлд ашигладаг. Энэ тохиолдолд гол ажил бол тухайн хугацаанд хамгийн их шаталтын үр ашгийг (жишээ нь дулаан ялгаруулалтыг оновчтой болгох) хүрэх явдал юм. Шаталтыг жишээлбэл, уул уурхайд ашигладаг - янз бүрийн ашигт малтмалыг боловсруулах аргууд нь шатамхай процессыг ашиглахад суурилдаг. Гэхдээ байгалийн болон геологийн тодорхой нөхцөлд шаталтын үзэгдэл нь ноцтой аюул учруулах хүчин зүйл болж чаддаг. Жишээлбэл, бодит аюул бол хүлэрт аяндаа шатах үйл явц бөгөөд эндоген гал түймэр гарахад хүргэдэг.

Гүйцэтгэлийн дээж s/p2

ХИМИЙН ТЕРМОДИНАМИК. ТЭНЦВЭР. КИНЕТИК.

ДААЛГАВАР 1. Түлшний шаталтын дулаан.

Бид хийн түлшний хольцтой: 50% CH 4 + 50% C 4 H 10.

Нийт эзэлхүүн V=1000 л=1м 3.

1. Өгөгдсөн түлшний хольцын хийн бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн шаталтын урвалын химийн тэгшитгэлийг бич.

Метан шаталтын урвал:

CH 4 (г) + 2O 2 (г) ® CO 2 (г) + 2H 2 O (л)

Бутаны шаталтын урвал:

C 4 H 10 (g) + 13/2O 2 (г) ® 4СО 2 (г) + 5H 2 O (л).

Энтальпи Δ r Н 0 Эдгээр химийн урвалын 298 нь хийн түлшний шаталтын дулаан Δ юм Н 0 sg.

2. Өгөгдсөн найрлагатай (эзэлхүүн %) түлшний хольцыг хэвийн гэж тооцсон нөхцөлд өгөгдсөн эзэлхүүнийг шатаах замаар хичнээн хэмжээний дулаан авч болохыг тооцоол.

Hess-ийн хуулийг ашиглан бид хийн түлшний шаталтын дулааныг тооцоолно Δ Н 0 стандарт төлөвт сг ба 298 К, ​​шатаах урвалд оролцож буй бүх бодисын үүсэх дулааны хүснэгтийн өгөгдлийг (хавсралт, хүснэгтийг үзнэ үү) ашиглан (Δ) е Н 0 298):

метаны хувьд

Δ Н 0 сг СН4 = Δ r Н 0 298 = Δ е Н 0 CO2 + Δ е Н 0 H2O - Δ е Н 0 CH4 - 2Δ е Н 0 O2 =

393.62 + 2.

бутаны хувьд

Δ Н 0 сг С4Н10 = Δ r Н 0 298 = 4Δ е Н 0 CO2 + 5Δ е Н 0 H2O - Δ е Н 0 С4Н10 - 13/2Δ е Н 0 O2 =

4. (- 393.62) + 5 .

(-285.84) – (-126.15) - 0 = -2877.53 кЖ/моль.

Хийн түлшний шаталтын хувийн дулаан Q T: Q = - (Δ НТ

sg. 1000/22.4), кЖ/м 3,

метаны хувьд

Хийн түлшний шаталтын хувийн дулаан Q T: QЭнд 22.4 л/моль нь хэвийн нөхцөлд байгаа хийн молийн эзэлхүүн юм.

бутаны хувьд

Хийн түлшний шаталтын хувийн дулаан Q T: Q, CH4 = - (-802.28. 1000 / 22.4) = 35816 кЖ/м 3.

, C4H10 = - (-2877.53. 1000 / 22.4) = 128461 кЖ/м 3.

Хийн түлшний шаталтын хувийн дулаан Q T: = Хийн түлшний шаталтын хувийн дулаан Q T: QХийн эзэлхүүнийг харгалзан өгөгдсөн түлшний хольцыг шатаах явцад олж авсан дулааны нийт хэмжээ: , CH4 Хийн түлшний шаталтын хувийн дулаан Q T: Q. V CH4 + , С4Н10

. V С4Н10 =

35816. (1 . 0.5)+128461 . (1.0.5) =82138.5 кЖ. Хийн түлшний шаталтын хувийн дулаан Q T: Q 3. Өгөгдсөн түлшний хольцоос эрчим хүчний хэмнэлттэй түлшийг сонго. Энэ түлшний шаталтын хувийн дулааныг тооцоол 3 , кЖ/м

. 100 MJ дулааныг авахын тулд энэ түлшний хамгийн бага эзэлхүүнийг тооцоол. Хийн түлшний шаталтын хувийн дулаан Q T: QЭнэхүү түлшний хольцын хамгийн эрчим хүчний хэмнэлттэй түлш бол бутан буюу тодорхой шаталтын дулаан юм

, C4H10 = 128461 кЖ/м3.

100 МЖ дулаан авахын тулд дараахь зүйлийг шатаах шаардлагатай. Хийн түлшний шаталтын хувийн дулаан Q T:/ Хийн түлшний шаталтын хувийн дулаан Q T: Q V С4Н10 =

, C4H10 = 100000/128461 = 0.778 м 3 = 778 л. ДААЛГАВАР 2.

Химийн термодинамик.

1. Тухайн химийн урвалын бүх урвалж үүсэх дулааны дулааны эффект болох урвалын термохимийн тэгшитгэлийг бич.

Химийн урвалын хувьд

CO 2 (г) + C (к) « 2CO (г) С (к) бодис нь энгийн, 298 К-д тогтвортой, 100 кПа даралттай, үүсэх энтальпи нь D юм. 0 е , 298 , = 0.

Х

Дулааны нөлөө нь өгөгдсөн химийн урвалын CO 2 (g) ба CO (g) урвалжуудын үүсэх дулааны дулааны урвалын термохимийн тэгшитгэл: С (к) бодис нь энгийн, 298 К-д тогтвортой, 100 кПа даралттай, үүсэх энтальпи нь D юм. 0 е , O 2 (г) + С (к) « CO 2 (г), Д

298 = -393.51 кЖ/моль,

(хүснэгтийг үзнэ үү); С (к) бодис нь энгийн, 298 К-д тогтвортой, 100 кПа даралттай, үүсэх энтальпи нь D юм. 0 е , 1/2 O 2 (g) + C (k) « CO (g) , D

298 = -110.5 кЖ/моль,

(хүснэгтийг үзнэ үү).2. Энтальпийн утгыг тооцоолох r С (к) бодис нь энгийн, 298 К-д тогтвортой, 100 кПа даралттай, үүсэх энтальпи нь D юм. 0 298 Д2. Энтальпийн утгыг тооцоолох r , энтропи 0 298 С

. ширээ Бодлого 1, 2) бүх урвалжуудын стандарт төлөв (s.s.) ба 298 К температурт. Урвалын дулааны эффектийн талаар дүгнэлт гарга.

Хүснэгтийн өгөгдлийг ашиглан (хүснэгтийг үз) бид өгөгдсөн химийн урвалын урвалжуудын төлөв байдлын термодинамик функцийг стандарт төлөв ба 298 К-д бичдэг. r Н 0 Гессийн хуулийг ашиглан Δ энтальпийг тооцоолно ∆ r , энтропи 0 298 298, энтропи r ба Гиббсын энерги Δ 0 Г

Δ r Н 0 298 = 2Δ е Н 0 Стандарт төлөвт 298 химийн урвал ба 298 К: Δ е Н 0 298 COg - е Н 0 298 Sk - Δ

298 CO2g =

Δ r Н 0 2(-110.5) – 0 – (-393.5) = 172.5 кЖ.

∆ r , энтропи 0 298 = 2 , энтропи 0 е , 298 >0 - урвал нь эндотермик бөгөөд дулаан шингээх үед үүсдэг. , энтропи 0 е , 298.СО(г) - , энтропи 0 е , 298,С(к) -

298.СО2(г) = 2(197.54) – 5.74 – 213.68 =

∆ r , энтропи 0 175.66 Ж/К.

298 >0 – нэмэлт хий үүссэний улмаас систем илүү эмх замбараагүй болсон.2. Энтальпийн утгыг тооцоолох r ба Гиббсын энерги Δ 0 298 3. Гиббсын энергийн утгыг тооцоол. ширээ Бодлого 1, 2) бүх урвалжийн стандарт төлөв (s.s.) ба 298 К-ийн температурт. Бүх урвалжийн стандарт төлөв ба 298 К температурт энэ урвал аль чиглэлд аяндаа явагдахыг тодорхойлно уу.

Δ r ба Гиббсын энерги Δ 0 298 = 2Δ е ба Гиббсын энерги Δ 0 Стандарт төлөвт 298 химийн урвал ба 298 К: Δ е ба Гиббсын энерги Δ 0 298 COg - е ба Гиббсын энерги Δ 0 298 Sk - Δ

2(-137.14) – 0 – (-394.38) = 120.15 кЖ.

Δ r ба Гиббсын энерги Δ 0 298 >0 – стандарт төлөвт урагш чиглэсэн аяндаа урвал явагдах ба 298 К боломжгүй. Урвал нь эсрэг чиглэлд явагдана.

4. Хамаарал хамаарлыг тооцохгүйгээр бүх урвалжийн стандарт төлөвт шууд урвал аяндаа үүсэх боломжтой температурын хязгаарыг тодорхойлно. 2. Энтальпийн утгыг тооцоолох r С (к) бодис нь энгийн, 298 К-д тогтвортой, 100 кПа даралттай, үүсэх энтальпи нь D юм. 0 Тэгээд2. Энтальпийн утгыг тооцоолох r , энтропи 0 температур дээр. Урвалын Гиббс энергийг температураас хамааруулан графикаар зур.2. Энтальпийн утгыг тооцоолох r ба Гиббсын энерги Δ 0 = е (Т ).

Стандарт төлөвт аяндаа үүсэх урвалын боломжийг тэгш бус байдлаар тодорхойлно ∆ r ба Гиббсын энерги Δ 0 Q < 0.

Тэдгээр. , Хэрэв

∆ r ба Гиббсын энерги Δ 0 Q = ∆ r С (к) бодис нь энгийн, 298 К-д тогтвортой, 100 кПа даралттай, үүсэх энтальпи нь D юм. 0 298 +∆ r -тай 0 х дТ- Т∆ r , энтропи 0 298 - Т ∆ r -тай 0 х / Q)дТ < 0

∆ r ба Гиббсын энерги Δ 0 Q ≈ ∆ r С (к) бодис нь энгийн, 298 К-д тогтвортой, 100 кПа даралттай, үүсэх энтальпи нь D юм. 0 298 - Т∆ r , энтропи 0 298 < 0

∆ r ба Гиббсын энерги Δ 0 Т = (172,5 – Т . 175,66 . 10 -3) < 0 , отсюда Т> 982 К.

Хараат байдлын график D r ба Гиббсын энерги Δ 0 = е (Т):

∆ r ба Гиббсын энерги Δ 0 Т

298 982 2300 Т

Урвалжийн оршин тогтнох температурын хүрээг харгалзан стандарт төлөвт урвалын аяндаа үүсэх температурын хүрээ нь 982 байна.< Т< 2300 К.

5. Гиббсын энергийн утгыг тооцоол2. Энтальпийн утгыг тооцоолох r ба Гиббсын энерги Δ 298 Хэсэгчилсэн хийн даралтын өгөгдсөн утгын химийн урвал (2-р зүйл. ширээ Бодлого 1, 2) ба 298 К температуртай. Стандарт төлөвтэй харьцуулахад хийн хэсэгчилсэн даралт өөрчлөгдөхөд 298 К-т үйл явцын чиглэл өөрчлөгдөх эсэхийг тодорхойлно уу.

Ямар ч температур ба хийн харьцангуй хэсэгчилсэн даралт дахь химийн урвалын Гиббс энергийн тооцоог Вант Хоффын изотермийн тэгшитгэлийг ашиглан гүйцэтгэнэ.

Δ r ба Гиббсын энерги Δ Т = ∆ r ба Гиббсын энерги Δ 0 Т + RT ln .

Δ-г тооцоолъё r ба Гиббсын энерги Δ 298 К-д 298 ба хийн даралт: r CO = 2. 10 3 Па,

r CO2 = 8. 10 5 Па.

Хийн харьцангуй хэсэгчилсэн даралт:

CO = 2 . 10 3 Па/10 5 Па = 0.02; CO2 = 8. 10 5 Па/10 5 Па = 8.

Δ r ба Гиббсын энерги Δ 298 = Δ r ба Гиббсын энерги Δ 0 298 + RTln(r 2 CO / r CO2) = 120.15 +8.31. 10 -3. 298. ln(0,02/8) =

Δ r ба Гиббсын энерги Δ 298 > 0 – өгөгдсөн хэсэгчилсэн хийн даралт болон 298 К үед урагш чиглэсэн аяндаа урвал явагдах боломжгүй. Урвал нь эсрэг чиглэлд явагдана.

6. Эх үүсвэрийн аль нэг хийн хэсэгчилсэн даралтыг хэрхэн (онолын хувьд) өөрчлөхийг тодорхойлох (r А эсвэлr IN) 298 К-ийн стандарт төлөв ба химийн урвалын бусад бүх бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн стандарт хэсэгчилсэн даралттай харьцуулахад процессын чиглэлийг өөрчлөх.

Стандарт төлөв ба 298 К үед урвал нь эсрэг чиглэлд аяндаа гарч болно, учир нь Δ r ба Гиббсын энерги Δ 0 298 >0.

298 К-ийн стандарт төлөвтэй харьцуулахад процессын чиглэлийг өөрчлөхийн тулд та CO 2-ийн хэсэгчилсэн даралтыг өөрчилж болно (бусад бүх бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн төлөв стандарт). Урд чиглэлд аяндаа үүсэх урвалын нөхцөл нь Δ байна r ба Гиббсын энерги Δ 298 < 0.

Вант Хоффын изотермийн тэгшитгэлийн дагуу:

Δ r ба Гиббсын энерги Δ Т = ∆ r ба Гиббсын энерги Δ 0 Т + RT ln < 0

Δ r ба Гиббсын энерги Δ 298 = 120.15 + 8.31. 10 -3. 298 лн < 0

Тэгш бус байдлыг шийдвэрлэх нь ln < - 48,5и получаем: < 10 -21 .

Тиймээс, r CO< r CO2 ≈ 10 5 удаа.

Тиймээс 298 К ба даралттай стандарт төлөвтэй харьцуулахад процессын чиглэлийг өөрчлөх r CO = 10 5 Па, та CO 2-ийн хэсэгчилсэн даралтыг 10 5 дахин нэмэгдүүлэх хэрэгтэй, өөрөөр хэлбэл. CO 2-ийн хэсэгчилсэн даралт нь: r CO2 > 10 25 Па.

Энэ CO 2 даралттай үед өгөгдсөн химийн урвал аяндаа урагшаа 298 К-т явагдана.

, C4H10 = 100000/128461 = 0.778 м 3 = 778 л. Химийн тэнцвэр.

1. Тухайн химийн урвалын бүх урвалж үүсэх дулааны дулааны эффект болох урвалын термохимийн тэгшитгэлийг бич.

Химийн урвалын хувьд

1. Гиббсын энергийг тооцоол2. Энтальпийн утгыг тооцоолох r ба Гиббсын энерги Δ 0 Т ба тэнцвэрийн тогтмолTO r хамаарлыг харгалзан стандарт төлөв ба 298 К, ​​500 К, 800 К, 1000 К температурт энэ урвалын2. Энтальпийн утгыг тооцоолох r С (к) бодис нь энгийн, 298 К-д тогтвортой, 100 кПа даралттай, үүсэх энтальпи нь D юм. 0 Т Тэгээд2. Энтальпийн утгыг тооцоолох r , энтропи 0 Т бодисын тогтмол хувийн дулаан багтаамжтай температур дээр-тай r = const . Хараат байдлын графикийг зур

TO r = е (Т ).

Системийн дулааны багтаамжийн өөрчлөлтийг тооцоолъё (∆ r в 0 r= const):

∆ r -тай 0 r = 2-тай 0 r 298COg - -тай 0 r 298 Sk - -тай 0 r 298СО2г =

2. (29.14)–8.54–37.41 =12.33 Ж/К.

∆ хамаарлыг харгалзан стандарт төлөв ба өгөгдсөн 298 К, ​​500 К, 800 К, 1000 К температурт химийн урвалын Гиббсийн энергийг тооцоолъё. r С (к) бодис нь энгийн, 298 К-д тогтвортой, 100 кПа даралттай, үүсэх энтальпи нь D юм. 0 Тба ∆ r , энтропи 0 Тбодисын дулааны хувийн багтаамжийг тогтмол харгалзан температур дээр -тай r , томъёоны дагуу:

∆ r ба Гиббсын энерги Δ 0 Q = ∆ r С (к) бодис нь энгийн, 298 К-д тогтвортой, 100 кПа даралттай, үүсэх энтальпи нь D юм. 0 Т - Т . ∆ r , энтропи 0 Т = ∆ r ба Гиббсын энерги Δ 0 298 + ∆ r -тай 0 r (Т - 298) –Т . ∆ r -тай 0 r ln (Т / 298).

∆ r ба Гиббсын энерги Δ 0 298 =120.15 кЖ;

∆ r ба Гиббсын энерги Δ 0 500 =120.15+12.33. 10 -3. (500-298) - 500. 12.33. 10 -3. ln(500/298)=

∆ r ба Гиббсын энерги Δ 0 800 =120.15+12.33. 10 -3. (800-298) - 800. 12.33. 10 -3. ln(800/298)=

∆ r ба Гиббсын энерги Δ 0 1000 =120.15+12.33. 10 -3. (1000-298) - 1000. 12.33. 10 -3. ln(1000/298) =

Химийн тэнцвэрт байдлын термодинамик нөхцөл: ∆ r ба Гиббсын энерги Δ Q = 0.

Стандарт төлөвт химийн урвалын Гиббс энерги

∆ r ба Гиббсын энерги Δ 0 Ттэнцвэрийн тогтмолтой холбоотой TO rхарьцаагаар:

∆ r ба Гиббсын энерги Δ 0 Т = - RT ln TO r

Үнэ цэнийг тооцоолсны дараа ∆ r ба Гиббсын энерги Δ 0 Qурвал, тэнцвэрийн тогтмолыг тооцоол TO rтомъёоны дагуу:

К х= exp(- ∆G 0 Т /RT) ,

Хаана Р=8.31 ​​Ж/моль. K нь бүх нийтийн хийн тогтмол юм.

К p, 298 = Exp(- ∆G 0 Т , 298 / Р. 298) = exp(-120.15/8.31 . 10 -3. 298) = 8 . 10 -22;

К p, 500 = туршлага(- ∆G 0 Т , 500 / Р. 500) = exp(-84.67/8.31 . 10 -3. 500) = 1.4 . 10 -9;

К p, 800 = Exp(- ∆G 0 Т , 800 / Р. 800) = exp(-31.97/8.31 . 10 -3. 800) = 8.1 . 10 -3;

К p, 1000 = туршлага(- ∆G 0 Т , 1000 / Р. 1000) = exp(3.16/8.31. 10 -3. 1000) = 1.46.

Температур нэмэгдэхийн хэрээр тэнцвэрийн тогтмол хэмжээ нэмэгддэг бөгөөд энэ нь энэхүү урвалын дотоод дулааны нөлөөгөөр тайлбарлагддаг.

(Δ r Н 0 T >0).

2. Урд чиглэлд аяндаа үүсэх урвалын бүсээс дурын температурыг сонгоно. Энэ температурт хийн урвалжуудын анхны концентраци нь тэнцүү байсан бол тэдгээрийн тэнцвэрийн концентрацийг тооцоолно (3-р догол мөр, 1,2-р асуудлын хүснэгтийг үзнэ үү).

At Т=1000 К урвал урагшаа аяндаа явагддаг, учир нь ∆ r ба Гиббсын энерги Δ 0 1000 = - 3.16 кЖ<0, К х , 1000 = 1,46.

Температурыг сонгоцгооё ТХийн урвалжийн CO 2 ба CO-ийн анхны концентраци тэнцүү бол хийн урвалжуудын тэнцвэрийн концентрацийг тооцоолоход =1000 байна. -тай CO2 = 0.5 моль/л, -тай CO =0.

Хийн харьцангуй тэнцвэрийн хэсэгчилсэн даралтаар илэрхийлэгдсэн тэнцвэрийн тогтмолуудын илэрхийлэл ( rтэнцүү байна ) ба тэнцвэрийн концентраци ( -тайтэнцүү):

TO r =
; TO -тай =

К хТэгээд К -тайхийн төлөвийн тэгшитгэлээр холбогдсон:

К -тай, 1000 =
=
= 0,018

Хаана Р=0.082 л. атм/моль. K нь бүх нийтийн хийн тогтмол;

∆ν = 2-1= 1 (урвалын явцад хийн бодисын молийн тоо өөрчлөгдөх).

Материалын балансын хүснэгт:

Бид хийн урвалжуудын тэнцвэрийн концентрацийг илэрхийлэлд орлуулна К -тай-ийн алгебрийн тэгшитгэлийг шийд X:

TO -тай =
= 0,018 , X= 0.0387моль/л

ХАМТ CO тэнцүү = 2. 0.0387 = 0.0774моль/л

ХАМТ CO2 тэнцүү = 0.5 - 0.0387 = 0.4613 моль/л.

Хуудас 1

Химийн шаталтын урвал нь бэлтгэсэн түлш-агаарын холимогт дөлний анхны эх үүсвэрийг үүсгэсний дараа эхэлдэг. Поршений дотоод шаталтат хөдөлгүүрт энэ нь цахилгаан оч эсвэл түлшний угсралтыг халаах температурт халаах замаар үүсдэг бөгөөд энэ нь хольцын эзэлхүүнд олон тооны анхны дөл аяндаа гарч, хольц өөрөө шатдаг.  

Химийн шаталтын урвал нь шатамхай хийн молекулууд хүчилтөрөгчийн молекулуудтай мөргөлдөх бүх нөхцөлд тохиолддоггүй.  

Хэрэв химийн шаталтын урвал нь автокаталитик биш бол дөл тархах шалтгаан нь зөвхөн шатаагүй хольцын шаталтын бүтээгдэхүүнээс дулаан дамжуулах явдал байж болно. Энэ төрлийн дөл тархалтыг дулаан гэж нэрлэдэг. Энэ нь мэдээжийн хэрэг урвалд орох бодис ба урвалын бүтээгдэхүүний тархалт нэгэн зэрэг явагдах боломжийг үгүйсгэхгүй бөгөөд ингэснээр урвалын бүсэд урвалд орж буй хольцын найрлага нь анхны хольцын найрлагаас ялгаатай байдаг. Гэхдээ энэ тохиолдолд тархалт нь дөл тархах шалтгаан биш, харин зөвхөн дагалдах хүчин зүйл юм. Ялангуяа энэ нь салаалсан бус гинж бүхий гинжин урвалд хамаарна. Чөлөөт атомууд ба радикалуудын тархалт нь термодинамикийн тэнцвэрт байдал эсвэл хагас суурин концентрацид ороогүй тохиолдолд дулааны хэвээр байгаа дөл тархах шалтгаан болж чадахгүй. Дөл тархах зөв дулааны онолд диффузийн үүргийг бүрэн харгалзан үзсэн бөгөөд дараагийн хэсэгт үзүүлнэ.  

Хэрэв химийн шаталтын урвал нь автокаталитик биш бол дөл тархах шалтгаан нь зөвхөн шатаагүй хольцын шаталтын бүтээгдэхүүнээс дулаан дамжуулах явдал байж болно. Энэ төрлийн дөл тархалтыг дулаан гэж нэрлэдэг. Энэ нь мэдээжийн хэрэг урвалд орох бодис ба урвалын бүтээгдэхүүний тархалт нэгэн зэрэг явагдах боломжийг үгүйсгэхгүй бөгөөд ингэснээр урвалын бүсэд урвалд орж буй хольцын найрлага нь анхны хольцын найрлагаас ялгаатай байдаг. Гэхдээ энэ тохиолдолд тархалт нь дөл тархах шалтгаан биш, харин зөвхөн дагалдах хүчин зүйл юм. Ялангуяа энэ нь салаалсан бус гинж бүхий гинжин урвалд хамаарна. Чөлөөт атомууд ба радикалуудын тархалт нь термодинамикийн тэнцвэрт байдал эсвэл хагас суурин концентрацид ороогүй тохиолдолд дулааны хэвээр байгаа дөл тархах шалтгаан болж чадахгүй. Дөл тархах зөв дулааны онолд диффузийн үүргийг бүрэн харгалзан үзсэн бөгөөд дараагийн хэсэгт үзүүлнэ.  

Шатаагч дахь агаартай хийн шаталтын химийн урвалын хурд маш өндөр байдаг. Өндөр температурт эдгээр урвалууд секундын хэдэн мянгад хүрдэг. Хийн агаарын хольцын урсгалын шаталтын үргэлжлэх хугацааг дулааны урсгалын нөлөөн дор исэлдэлтийн урвал хурдан явсны үр дүнд шатдаг хий, агаарын шинэ хэсгүүдийг тасралтгүй нийлүүлэх замаар тодорхойлно.  

Шатаагч дахь агаартай хийн шаталтын химийн урвалын хурд маш өндөр байдаг. Өндөр температурт эдгээр урвалууд секундын хэдэн мянгад хүрдэг. Хийн агаарын хольцын урсгалын шаталтын үргэлжлэх хугацааг дулааны урсгалын нөлөөн дор исэлдэлтийн урвал хурдан явсны үр дүнд шатдаг хий, агаарын шинэ хэсгүүдийг тасралтгүй нийлүүлэх замаар тодорхойлно.  

Химийн шаталтын урвалын тоон хамаарлыг бодисын молекулын масс i, хийн нягтрал p c / 22 4 хэвийн физик нөхцөлд олж авч болно.  

Химийн шаталтын урвалыг дарангуйлах механизмыг хангалттай судлаагүй байна. Гэсэн хэдий ч сүүлийн жилүүдэд хийгдсэн судалгаагаар дарангуйлагчдын дөл дэх нөлөөний мөн чанарын талаар зарим санаа бодлыг бий болгох боломжтой болсон.  

Химийн шаталтын урвал бүрэн явагдаж, урвалын бүтээгдэхүүн нь усны уур H20, нүүрстөрөгчийн давхар исэл CO2, эсвэл хүчилтөрөгч байхгүй тохиолдолд нүүрстөрөгчийн дутуу исэл CO болно гэж үзье. Стехиометрийн устөрөгч-хүчилтөрөгч (тэсрэх) шатамхай хольцын хувьд 58 ккал / моль усны уур үүсэх дулааныг 8 кал / моль градусын дулаан багтаамжид хуваахад бид 7250 градусын шаталтын температурыг олж авна. Хүчилтөрөгчийн хатуу нүүрстөрөгчийг бүрэн шатаах тохиолдолд (St 02C02 94 ккал / моль) бид шаталтын температурыг бүр ч өндөр, 11,750 K. ижил дарааллын температурыг бусад нүүрсустөрөгчийн түлшээр авдаг. Энд өгөгдсөн гайхалтай өндөр шаталтын температур нь бодисын плазмын төлөв байдлыг илэрхийлдэг; Хүчилтөрөгчийн хольцын шаталтын температур 3000-аас 4000 К хооронд хэлбэлздэг.  

Хольцын шаталтын халаалт, химийн урвал маш хурдан явагддаг тул шаталтын процессын үргэлжлэх хугацааг хязгаарлах гол хүчин зүйл нь хий, агаар холилдоход зарцуулсан цаг хугацаа юм.  

Шаталтын өндөр температурт химийн шаталтын урвалын хурд нь хольц үүсэх хурдтай харьцуулшгүй өндөр байдаг тул хийн шаталтын хурд нь хий агаартай холих хурдтай үргэлж тэнцүү байдаг. Энэ нөхцөл байдал нь хийн шаталтын хурдыг хамгийн өргөн хүрээнд хялбархан зохицуулах боломжийг олгодог. Шатамхай хийг шатаах холимог арга нь кинетик ба тархалтын хоорондох завсрын үе юм.  

Тиймээс тодорхой нөхцөлд лаа шатаах химийн урвалын тэнцвэрийн тэгшитгэл нь химийн урвалын тайлбарт дулааны хэмжээг оруулах анхны оролдлого юм.  

Агаар дахь бодисын шаталтын химийн урвалын тэгшитгэлийг боловсруулахдаа дараах байдлаар ажиллана: шатах бодис ба шаталтанд оролцож буй агаарыг зүүн талд, тэнцүү тэмдгийн дараа үүссэн урвалын бүтээгдэхүүнийг бичнэ. Жишээлбэл, агаар дахь метаныг шатаах урвалын тэгшитгэлийг бий болгох шаардлагатай. Эхлээд урвалын тэгшитгэлийн зүүн талыг бичнэ үү: метаны химийн томъёо, агаарыг бүрдүүлдэг бодисын химийн томъёо.  

Шатаахшатамхай түлшний бүрэлдэхүүн хэсгүүд ба исэлдүүлэгчийн харилцан үйлчлэлийн нарийн төвөгтэй физик-химийн үйл явц, түлшний шаталт нь эрчимтэй дулаан ялгаруулах, температурын огцом өсөлт дагалддаг түүний бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн хурдан исэлдэлтийн урвал юм.

Байгалийн хийн үндсэн бүрэлдэхүүн хэсэг болох метаны шаталтын урвалыг авч үзье.

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O.

Энэхүү урвалын тэгшитгэлээс харахад нэг метан молекулыг исэлдүүлэхийн тулд хүчилтөрөгчийн хоёр молекул шаардлагатай болно, жишээлбэл. 1 м 3 метаныг бүрэн шатаахад 2 м 3 хүчилтөрөгч шаардагдана.

Агаар мандлын агаарыг исэлдүүлэгч бодис болгон ашигладаг бөгөөд энэ нь 21 боть агуулсан нарийн төвөгтэй бодисын холимог юм. % O 2, 78 боть. % N 2 ба 1 боть. % CO 2, инертийн хий гэх мэт. Техникийн тооцоонд агаарын нөхцөлт найрлагыг ихэвчлэн хүчилтөрөгч (21 боть %) ба азот (79 боть %) гэсэн хоёр бүрэлдэхүүн хэсгээс бүрдүүлдэг. Энэхүү агаарын бүтцийг харгалзан түлшийг бүрэн шатаахын тулд агаар дахь аливаа шаталтын урвалын хувьд хүчилтөрөгчөөс 100/21 = 4.76 дахин их хэмжээний агаар шаардагдана.

Байгалийн хийн бүрэн шаталтын бүтээгдэхүүн нь нүүрстөрөгчийн давхар исэл CO 2, усны уур H 2 O, зарим илүүдэл хүчилтөрөгч O 2, азот N 2 юм. Илүүдэл хүчилтөрөгч нь зөвхөн илүүдэл агаартай хамт шатах үед л агуулагддаг бөгөөд азот нь агаарын бүрэлдэхүүн хэсэг бөгөөд шаталтанд оролцдоггүй тул шаталтын бүтээгдэхүүнд үргэлж агуулагддаг. Хийн бүрэн бус шаталтын бүтээгдэхүүн нь нүүрстөрөгчийн дутуу исэл CO, шатаагүй устөрөгч H2 ба метан CH4, хүнд нүүрсустөрөгчид CmHn, хөө тортог юм. Тиймээс шаталтын бүтээгдэхүүн дэх нүүрстөрөгчийн давхар исэл CO 2 их байх тусам тэдгээрийн дотор нүүрстөрөгчийн дутуу ислийн CO бага байх болно, өөрөөр хэлбэл шаталт илүү бүрэн гүйцэд байх болно. Шаталтын бүтээгдэхүүн дэх CO 2-ын хамгийн их агууламжийн тухай ойлголтыг нэвтрүүлсэн - энэ нь илүүдэл агааргүй хий бүрэн шатаж, хуурай шаталтын бүтээгдэхүүнээс авах боломжтой CO 2-ын хэмжээ юм.

Зууханд орж буй агаарын урсгал, түүний шаталтын бүрэн байдлыг хянах хамгийн дэвшилтэт арга бол автомат хийн анализатор ашиглан шаталтын бүтээгдэхүүнийг шинжлэх явдал юм. Хийн анализаторууд нь яндангийн хийн дээжийг үе үе авч, тэдгээрийн доторх нүүрстөрөгчийн давхар ислийн агууламж, түүнчлэн нүүрстөрөгчийн дутуу исэл ба шатаагүй устөрөгчийн хэмжээг (CO + H 2) эзлэхүүний хувиар тодорхойлдог. Хэрэв масштаб дээрх сум дээрх заалт (CO + H 2) 0-тэй тэнцүү бол шаталт дууссан бөгөөд шаталтын бүтээгдэхүүнд (CO + H 2) байхгүй болно. Хэрэв сум тэгээс баруун тийш хазайсан бол шаталтын бүтээгдэхүүн нь (CO + H 2) агуулдаг, өөрөөр хэлбэл. бүрэн бус шаталт үүсдэг. Өөр масштабаар хийн анализаторын сум нь шаталтын бүтээгдэхүүн дэх хамгийн их CO 2 агууламжийг харуулах ёстой. Бүрэн шаталт нь нүүрстөрөгчийн давхар ислийн хамгийн их хувь, тэг (CO + H 2) агууламжтай үед тохиолддог.

Сэдэв 3. ШАТАЛТЫН ХИМИЙН ҮНДЭС.

3.1. Шаталтын урвалын хими.

Та аль хэдийн ойлгосноор шаталт нь дулаан, гэрэл (дөл) ялгардаг химийн урвал хурдан явагддаг. Дүрмээр бол энэ нь шатамхай бодисыг исэлдүүлэгч бодис - агаарын хүчилтөрөгчтэй хослуулах экзотермик исэлдэлтийн урвал юм.

Шатамхай бодисхий, шингэн, хатуу биет байж болно. Эдгээр нь H 2, CO, хүхэр, фосфор, металл, C m H n (хий, шингэн ба хатуу хэлбэрээр нүүрсустөрөгчид, өөрөөр хэлбэл органик бодисууд. Байгалийн нүүрсустөрөгчид, жишээлбэл, байгалийн хий, газрын тос, нүүрс). Зарчмын хувьд исэлдэх чадвартай бүх бодисууд шатамхай байж болно.

Исэлдүүлэгч бодисуудүйлчлэх: хүчилтөрөгч, озон, галоген (F, Cl, Br, J), азотын исэл (NO 2), аммонийн нитрат (NH 4 NO 3) гэх мэт. Металлын хувьд CO 2, H 2 O, N 2 мөн байж болно. исэлдүүлэгч бодисууд.

Зарим тохиолдолд эндотермик процессоор олж авсан бодисын задралын урвалын үед шаталт үүсдэг. Жишээлбэл, ацетилен задрах үед:

C 2 H 2 = 2 C + H 2.

Экзотермикурвал гэдэг нь дулаан ялгаруулах урвал юм.

Эндотермикурвал гэдэг нь дулаан шингээх урвал юм.

Жишээ нь:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + Q – экзотермик урвал,

2H 2 O + Q = 2H 2 + O 2 – эндотермик урвал,

Үүнд: Q – дулааны энерги.

Тиймээс эндотермик урвалууд нь зөвхөн гаднах дулааны энергийг нэвтрүүлэхэд л тохиолдож болно, i.e. халах үед.

Химийн урвалд массыг хадгалах хуулийн дагуу урвалын өмнөх бодисын жин нь урвалын дараа үүссэн бодисын жинтэй тэнцүү байна. Химийн тэгшитгэлийг тэнцвэржүүлэх үед бид олж авдаг стехиометрийннайрлага.

Жишээлбэл, урвалд орно

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

бидэнд 1 моль CH 4 + 2 моль O 2 = 1 моль CO 2 + 2 моль H 2 O байна.

Бодисын томъёоны урд байрлах мольуудын тоог стехиометрийн коэффициент гэж нэрлэдэг.

"Молийн эзэлхүүн", "молийн концентраци", "хэсэгчилсэн даралт" гэсэн ойлголтуудыг харгалзан бид метаныг бүрэн урвалд оруулахын тулд 1 моль CH 4-ийг 2 моль O 2 эсвэл 1 / холих шаардлагатай болохыг олж мэдэв. 3 = 33.3% CH 4 ба 2/ 3=66.7% O 2. Энэ найрлагыг стехиометр гэж нэрлэдэг.

Хэрэв бид агаарт CH 4-ийн шаталтыг авч үзвэл, i.e. 21% O 2 +79% N 2 эсвэл O 2 +79/21N 2 эсвэл O 2 +3.76N 2-ийн холимогт урвалыг дараах байдлаар бичнэ.

CH 4 +2O 2 +2×3.76N 2 =CO 2 +2H 2 O+2×3.76N 2.

1 моль CH 4 +2 моль O 2 +7.52 моль N 2 = O 2, N 2 ба CH 4-ийн 10.52 моль хольц.

Дараа нь хольцын стехиометрийн найрлага нь:

(1/10.52)*100%=9.5% CH 4; (2/10.52)*100%=19.0% O 2;

(7.52/10.52)*100%=71.5% N 2.

Энэ нь хамгийн шатамхай хольцод хүчилтөрөгчтэй урвалд ороход 100% (CH 4 + O 2) биш харин агаартай урвалд 24% (CH 4 + O 2) байх болно гэсэн үг юм. Илүү бага дулаан ялгарах болно.

Хэрэв дур зоргоороо, стехиометрийн бус найрлага холилдвол ижил дүр зураг гарч ирнэ.

Жишээлбэл, урвалд орно 2CH 4 +2O 2 =CO 2 +2H 2 O+CH 4 1 моль CH 4 урвалд ордоггүй.

Хариуд нь CH 4 +4O 2 =CO 2 +2H 2 O+2O 2 2 моль O 2 урвалд оролцдоггүй, харин тогтворжуулагчийн үүрэг гүйцэтгэдэг тул халаахад тодорхой хэмжээний дулаан шаардагддаг.

Тиймээс, хэрэв бид хүчилтөрөгч ба агаар дахь метаны шаталтын урвалыг эсвэл CH 4 ба O 2-аас их хэмжээгээр харьцуулж үзвэл эхний урвалын үед ялгарах дулааны хэмжээ бусадтай харьцуулахад илүү их байх болно, учир нь тэдгээрт:

Нийт хольц дахь урвалжуудын концентраци бага байх;

Дулааны нэг хэсэг нь тогтворжуулагчийг халаахад зарцуулагдана: азот, хүчилтөрөгч эсвэл метан.

Өөрөөсөө асуулт асууя:

Урвалын явцад ямар энерги ялгарч болох вэ?

Дулааны хэмжээг юу тодорхойлдог вэ, өөрөөр хэлбэл. дулааны нөлөө дахин

Үүнийг урсгахын тулд хэр их дулааны энерги нэмэх шаардлагатай вэ?

эндотермик урвал?

Энэ зорилгоор бодисын дулааны агууламжийн тухай ойлголтыг нэвтрүүлсэн.

3.2.Бодисын дулааны агууламж.

Метан шаталтын урвалын үед дулаан хаанаас гардаг вэ? Энэ нь CH 4, O 2 молекулуудад нуугдаж байсан бөгөөд одоо энэ нь суллагдсан гэсэн үг юм.

Илүү энгийн хариу үйлдэл үзүүлэх жишээ энд байна:

2H 2 +O 2 =2H 2 O+Q

Энэ нь устөрөгч ба хүчилтөрөгчийн стехиометрийн хольцын энергийн түвшин H 2 O урвалын бүтээгдэхүүнээс өндөр байсан бөгөөд бодисоос "нэмэлт" энерги ялгарсан гэсэн үг юм.

Усны электролизийн урвуу урвалд, i.e. цахилгаан энергийн тусламжтайгаар усны задрал, усны молекул дахь атомуудын дахин хуваарилалт нь устөрөгч, хүчилтөрөгч үүсэх замаар явагддаг. Үүний зэрэгцээ H 2 ба O 2-ийн дулааны агууламж нэмэгддэг.

Иймээс бодис бүр үүсэх явцад тодорхой энергийг хүлээн авдаг эсвэл өгөх ба түүнийг үүсэх явцад хуримтлагдсан дулааны энергийн хэмжүүрийг нэрлэдэг. дулааны агууламж,эсвэл энтальпи.

Химийн термодинамикийн хувьд химийн бодисоос ялгаатай нь бодис үүсэх дулааныг Q тэмдгээр биш, харин дулааныг химийн нэгдэл шингээж авбал DH тэмдгээр (+), хэрэв дулааныг (-) тэмдгээр тэмдэглэдэг. урвалын явцад дулаан ялгардаг, өөрөөр хэлбэл системээс "явдаг".

101.3 кПа даралт, 298 К температурт 1 моль бодис үүсэх стандарт дулааныг тэмдэглэв.

Лавлах номууд нь энгийн бодисуудаас нэгдлүүд үүсэх дулааныг өгдөг.

Жишээ нь:

Y CO 2 = - 393.5 кЖ/моль

U H 2 O хий = - 241.8 кЖ / моль

Гэхдээ эндотермик процессын явцад үүссэн бодисын хувьд, жишээлбэл, ацетилен C 2 H 2 = +226.8 кЖ / моль, H 2 = H + + H + = +217.9 кЖ / моль урвалын дагуу устөрөгчийн атом H + үүсэх үед.

Тогтвортой хэлбэрээр (H 2, O 2, C, Na гэх мэт) нэг химийн элементээс бүрдсэн цэвэр бодисын хувьд DN-ийг ердийн байдлаар тэг гэж үздэг.

Гэсэн хэдий ч, хэрэв бид бодисын макроскоп шинж чанаруудын талаар ярих юм бол бид энергийн хэд хэдэн хэлбэрийг ялгадаг: кинетик, потенциал, хими, цахилгаан, дулааны, цөмийн энерги, механик ажил. Хэрэв бид асуудлыг молекулын түвшинд авч үзэх юм бол эдгээр энергийн хэлбэрийг хөдөлгөөний кинетик энерги ба атом ба молекулуудын амрах боломжит энерги гэсэн хоёр хэлбэрт үндэслэн тайлбарлаж болно.

Химийн урвалд зөвхөн молекулууд өөрчлөгддөг. Атомууд өөрчлөгдөөгүй хэвээр байна. Молекулын энергинь молекулд хуримтлагдсан атомуудын холболтын энерги юм. Энэ нь атомуудыг бие биедээ татах хүчээр тодорхойлогддог. Үүнээс гадна молекулууд бие биенээ татах боломжит энерги байдаг. Энэ нь хийн хувьд жижиг, шингэнд илүү том, хатуу биетэд илүү том байдаг.

Атом бүр нь энергитэй бөгөөд нэг хэсэг нь электронтой, нэг хэсэг нь цөмтэй холбоотой байдаг. Электронууд нь цөмийг тойрон эргэх кинетик энергитэй, бие биенээсээ таталцах, түлхэх боломжит цахилгаан энергитэй байдаг.

Молекулын энергийн эдгээр хэлбэрүүдийн нийлбэр нь молекулын дулааны агууламж юм.

Хэрэв бид бодисын 6.02 × 10 23 молекулын дулааны агууламжийг нэгтгэн дүгнэвэл бид энэ бодисын молийн дулааныг олж авна.

Яагаад нэг элементийн бодис (нэг элементийн молекул)-ын дулааны агууламжийг тэг гэж авч байгааг дараах байдлаар тайлбарлаж болно.

Химийн элементийн DH, өөрөөр хэлбэл түүний үүсэх энерги нь цөмийн дотоод үйл явцтай холбоотой байдаг. Цөмийн энерги нь цөмийн урвалын явцад цөмийн бөөмс хоорондын харилцан үйлчлэлийн хүч, нэг химийн элементийг нөгөөд хувиргахтай холбоотой юм. Жишээлбэл, ураны задралын урвал:

эсвэл энгийн: U+n®Ba+Kr+3n.

Хаана: n ’ о– 1 масстай, тэг цэнэгтэй нейтроны бөөмс.

Уран нь нейтроныг барьж, үүний үр дүнд 3 нейтрон үүсэх замаар хоёр шинэ элемент болох бари ба криптон болж хуваагдан (задарж) цөмийн энерги ялгардаг.

Цөмийн урвал нь химийн урвалаас хэдэн сая дахин их энергийн өөрчлөлтийг агуулдаг гэдгийг хэлэх хэрэгтэй. Тиймээс ураны задралын энерги нь 4.5 × 10 9 ккал/моль × уран байна. Энэ нь нэг моль нүүрсний шаталтаас 10 сая дахин их юм.

Химийн урвалд атомууд өөрчлөгддөггүй, харин молекулууд өөрчлөгддөг. Тиймээс химичүүдийн атом үүсэх энергийг тооцдоггүй бөгөөд нэг элементийн хийн молекул, цэвэр бодисын атомын DN-ийг тэгтэй тэнцүү гэж үздэг.

Ураны дээрх задралын урвал нь гинжин урвалын сонгодог жишээ юм. Шаталтын урвалын гинжин механизмын онолыг бид дараа нь авч үзэх болно. Гэхдээ нейтрон хаанаас гаралтай, урантай урвалд ордог зүйл нь идэвхжүүлэх энерги гэж нэрлэгддэг зүйлтэй холбоотой бөгөөд үүнийг бид дараа нь авч үзэх болно.

3.3. Урвалын дулааны нөлөө.

Бодис бүр тодорхой хэмжээний энерги агуулдаг нь химийн урвалын дулааны нөлөөг тайлбарладаг.

Гессийн хуулийн дагуу: Химийн урвалын дулааны нөлөө нь зөвхөн анхны болон эцсийн бүтээгдэхүүний шинж чанараас хамаарах бөгөөд нэг төлөвөөс нөгөөд шилжих завсрын урвалын тооноос хамаардаггүй.

Дүгнэлт 1Энэ хуулийн: Химийн урвалын дулааны нөлөөлөл нь томъёоны коэффициентийг харгалзан эцсийн бүтээгдэхүүн үүсэх дулааны нийлбэр ба эхлэлийн бодис үүсэх дулааны нийлбэрийн зөрүүтэй тэнцүү байна. урвалын тэгшитгэлд эдгээр бодисууд.

Жишээлбэл, урвалд 2H 2 + O 2 = 2H 2 O ± DH.

; ; .

Үүний үр дүнд ерөнхий урвалын тэгшитгэл дараах байдлаар харагдах болно.

2H 2 + O 2 = 2H 2 O - 582 кЖ / моль.

Хэрэв DH (-) тэмдэгтэй бол урвал нь экзотермик болно.

Дүгнэлт 2. Лавуазье-Лапласын хуулийн дагуу химийн нэгдлүүдийн задралын дулааны нөлөө нь түүний үүсэх дулааны эффекттэй тэнцүү бөгөөд эсрэгээрээ байдаг.

Дараа нь усны задралын урвал дараах байдалтай байна.

2H 2 O=2H 2 +O 2 +582 кЖ/моль, өөрөөр хэлбэл. Энэ урвал нь эндотермик юм.

Илүү төвөгтэй урвалын жишээ:

CH 4 +2O 2 =CO 2 +2H 2 O.

Дараа нь хариу үйлдэл дараах байдлаар бичигдэнэ.

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O – 742.3 кЖ/моль, энэ нь урвал экзотермик гэсэн үг.

3.4. Хийн урвалын кинетик зарчим.

Массын үйл ажиллагааны хуулийн дагуу тогтмол температурт урвалын хурд нь урвалд орж буй бодисын концентрацитай пропорциональ буюу тэдний хэлснээр "үйлчилж буй масс"-тай пропорциональ байна.

Химийн урвалын хурд ( υ ) нэгж хугацаанд урвалд орох бодисын хэмжээг харгалзан үздэг заншилтай ( гт) нэгж эзлэхүүн тутамд ( dV).

Тэгшитгэлийн дагуу явагдаж буй урвалыг авч үзье.

A + B = C + D.

Урвалын хурд нь урвалд орох бодисын концентраци буурах, урвалын бүтээгдэхүүний концентраци нэмэгдэхийг тодорхойлдог тул бид дараахь зүйлийг бичиж болно.

, (3.1)

Энд деривативуудын хасах нь бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн концентрацийн өөрчлөлтийн чиглэлийг зааж, бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн концентрацийг дөрвөлжин хаалтанд тэмдэглэнэ.

Дараа нь T = const дахь шууд эргэлт буцалтгүй урвал дараах хурдаар явагдана.

, (3.2)

Хаана: к - химийн урвалын хурдны тогтмол. Энэ нь бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн концентрацаас хамаардаггүй, гэхдээ зөвхөн температурын дагуу өөрчлөгддөг.

Массын үйл ажиллагааны хуулийн дагуу урвалын бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн концентрацийг кинетик тэгшитгэлд энэ бүрэлдэхүүн хэсгийн стехиометрийн коэффициенттэй тэнцүү хэмжээгээр оруулна.

Тийм ээ, хариу үйлдэл үзүүлэхийн тулд

aA + bB = cC + dD

Кинетик тэгшитгэл нь дараах хэлбэртэй байна.

a, b, c, d зэрэглэлийг ихэвчлэн A, B, C, D бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн урвалын дараалал гэж нэрлэдэг бөгөөд илтгэгчийн нийлбэр нь ерөнхий урвалын дараалал юм.

Жишээ нь, хариу үйлдэл гэх мэт

A ® bB + cC - 1-р дараалал,

2A = bB + cC - 2-р дараалал,

A + B = cC + dD – III дараалал.

Бүх урвалж буй бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн концентраци нь стехиометрийн тэгшитгэлээр бие биентэйгээ холбоотой байдаг тул эхний эрэмбийн хамгийн энгийн кинетик тэгшитгэлүүд нь нэг бие даасан хувьсагч болох концентраци бүхий нэгдүгээр эрэмбийн дифференциал тэгшитгэлүүд бөгөөд тэдгээрийг нэгтгэж болно.

Хамгийн энгийн кинетик тэгшитгэл нь тухайн төрлийн нэгдүгээр эрэмбийн тэгшитгэл юм

үүний төлөө . (3.4)

Урвал эхлэхээс өмнө А бүрэлдэхүүн хэсгийн концентрацийг тэмдэглэж, t = 0, [A] = [A 0 ] хилийн нөхцлийн дор тэгшитгэлийг нэгтгэж, бид дараахь зүйлийг олж авна.

Эсвэл [A]=×e - kt . (3.5)

Тиймээс урвалын хурд нь бодисын концентрацаас хамаарах хамаарал нь экспоненциал юм.

Хийн кинетик энерги үүнийг ингэж тайлбарладаг. Аррениусын таамаглалын дагуу молекулуудын хоорондох урвал нь зөвхөн идэвхтэй байгаа тохиолдолд л явагддаг, өөрөөр хэлбэл. Атом хоорондын холбоог таслахад хангалттай илүүдэл энергитэй, идэвхжүүлэх энерги гэж нэрлэгддэг E A.

Тэдгээр. Химийн урвалын хурд нь бүх молекулуудын мөргөлдөөний тооноос хамаардаггүй, харин зөвхөн идэвхжсэн молекулуудаас хамаардаг.

Больцманы хуулийн дагуу идэвхтэй молекулуудын тоо

n A = n o * e - E / RT , (3.6)

Үүнд: E – идэвхжүүлэх энерги,

T - хийн хольцын температур,

n o – молекулын нийт тоо.

Дараа нь урвалын хурдтай давхцах үр дүнтэй мөргөлдөөний тоо дараах байдалтай тэнцүү байна.

υ р = Z eff = Z 0 * e - E / RT , (3.7)

Үүнд: Z 0 – молекулуудын мөргөлдөөний нийт тоо.

1) урвалын хурд нь идэвхтэй молекулуудын концентрацитай пропорциональ бөгөөд тэдгээрийн тоо нь хольц дахь температур, даралтаас хамаардаг, учир нь даралт нь аливаа гадаргуутай мөргөлдөх молекулуудын тоо юм;

2) харилцан үйлчлэгч молекулууд атом хоорондын холбоог таслах, сулруулахад хангалттай эрчим хүчний тодорхой хангамжийг хүлээн авсан тохиолдолд л урвал явагдах боломжтой. Идэвхжүүлэх нь молекулуудыг химийн хувиргалт хийх боломжтой төлөвт шилжүүлэх явдал юм.

Ихэнх тохиолдолд идэвхжүүлэх процесс нь завсрын тогтворгүй боловч өндөр идэвхтэй атомын нэгдлүүд үүсэх замаар явагддаг.

Тиймээс зөвхөн эндотермик процессууд нь гаднах эрчим хүчний хангамжийг шаарддаг төдийгүй экзотермикийг шаарддаг. Экзотермик урвал явагдахын тулд түүнд дулааны энергийн зарим импульс өгөх шаардлагатай. Жишээлбэл, устөрөгч ба хүчилтөрөгчийн холимогт шаталтын урвал явагдахын тулд түүнийг асаах шаардлагатай.

Химийн урвалыг "эхлүүлэхэд" шаардагдах дулааны энергийн хамгийн бага хэмжээг идэвхжүүлэх энерги гэж нэрлэдэг.

3.5. Урвалын идэвхжүүлэх энерги.

Энэ үзэгдлийг тайлбарлахын тулд дараах жишээг ихэвчлэн ашигладаг (Зураг 9).

Тавцан дээр бөмбөг байна. Энэ сайт нь слайдын өмнө байрладаг. Тиймээс, гулсуур биш бол бөмбөг өөрөө доошоо өнхрөх боломжтой байсан. Гэхдээ аяндаа буухын тулд гулсуурын дээд талд өргөх ёстой. Энэ нь ууланд өгсөх энерги төдийгүй доош буух энергийг чөлөөлнө.

Цагаан будаа. 9. Урвалыг идэвхжүүлэх схем.

Хоёр урвалыг авч үзье:

1) H 2 + O 2 = H 2 O-

2) H 2 O = H 2 + O 2 +

Зурагнаас харахад E 2 =+E 1;

Ерөнхийдөө аливаа урвалын хувьд

.

Мөн дулааны нөлөөллийн тэмдэг нь үргэлж эерэг байдаг E 1 ба E 2-ийн ялгаанаас хамаардаг.

Идэвхжүүлэлтийн энерги нь урвалд орж буй бодисыг идэвхтэй цогцолборын төлөвт шилжүүлэхэд шаардагдах энерги (атом хоорондын холбоог таслах, молекулуудыг ойртуулах, молекулд энерги хуримтлуулах...).

Хийн температур нэмэгдэхийн хэрээр идэвхтэй молекулуудын эзлэх хувь (e -E / RT) огцом нэмэгдэж, улмаар урвалын хурд экспоненциалаар нэмэгддэг. Энэ харилцааг дараах байдлаар дүрсэлж болно.

Цагаан будаа. 10. Урвалын хурдын температураас хамаарах хамаарал: 1 – 1-р урвалын хурд, 2 – 2-р урвалын хурд.

Зураг 10-аас харахад эхний урвалын хурд хоёр дахь урвалын хурдаас бага, 1-р урвалын идэвхжүүлэх энерги нь хоёр дахь урвалын E-ээс их байна. Мөн ижил температурт T 2 υ 2 > υ 1 . Идэвхжүүлэх энерги өндөр байх тусам өгөгдсөн урвалын хурдыг хангахад шаардагдах температур өндөр байх болно.

Үүний шалтгаан нь E нь том байх үед урвалд орж буй бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн молекулуудад байгаа атом хоорондын холбоо илүү хүчтэй болж, эдгээр хүчийг даван туулахын тулд илүү их энерги шаардагддаг. Энэ тохиолдолд идэвхтэй молекулуудын эзлэх хувь харьцангуй бага байна.

Дээрхээс харахад идэвхжүүлэх энергийн үнэ цэнэ нь химийн процессын хамгийн чухал шинж чанар юм. Энэ нь энергийн саадны өндрийг тодорхойлдог бөгөөд үүнийг даван туулах нь урвал үүсэх нөхцөл болдог. Нөгөөтэйгүүр, энэ нь температураас хамааран урвалын хурдыг тодорхойлдог, өөрөөр хэлбэл. идэвхжүүлэх энерги өндөр байх тусам өгөгдсөн урвалд хүрэх температур өндөр байна.

3.6. Катализ.

Бодисын температур, концентрацийг нэмэгдүүлэхийн зэрэгцээ тэдгээрийг ашигладаг катализаторууд, өөрөөр хэлбэл урвалд орж буй холимогт орсон боловч урвалын явцад хэрэглээгүй боловч идэвхжүүлэлтийн энергийг бууруулж хурдасгадаг бодисууд.

Катализатор ашиглан урвалын хурдыг нэмэгдүүлэх үйл явцыг гэнэ катализ.

Катализаторууд нь анхдагч бодисын молекул дахь холбоог сулруулах, тэдгээрийн задрал, катализаторын гадаргуу дээр молекулуудыг шингээх эсвэл идэвхтэй катализаторын хэсгүүдийг нэвтрүүлэх замаар идэвхжүүлсэн цогцолбор үүсгэх завсрын урвалд оролцдог.

Катализаторын оролцооны шинж чанарыг дараах диаграмаар тайлбарлаж болно.

Катализаторгүй урвал: A + B = AB.

Катализатор X-тэй: A + X = AX ® AX + B = AB + X.

Зурагт үзүүлсэнтэй төстэй зургийг үзүүлье. 9.

Цагаан будаа. 11. Катализаторын ажиллагааны диаграмм: E b.catТэгээд E мууртай– катализаторгүй ба катализатортой урвалын идэвхжүүлэлтийн энерги.

Катализаторыг нэвтрүүлэх үед (Зураг 11) урвал бага эрчим хүчний саадтай өөр замаар явж болно. Энэ зам нь өөр нэг идэвхжүүлсэн цогцолбор үүсэх замаар шинэ урвалын механизмтай нийцдэг. Мөн шинэ доод энергийн саадыг илүү олон тооны бөөмс даван туулах боломжтой бөгөөд энэ нь урвалын хурдыг нэмэгдүүлэхэд хүргэдэг.

Урвуу урвалын идэвхжүүлэлтийн энерги нь урагшлах урвалын идэвхжүүлэлтийн энергитэй ижил хэмжээгээр буурдаг гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй. Аль аль нь урвалыг адилхан хурдасгадаг бөгөөд катализаторууд урвалыг эхлүүлдэггүй, тэд байхгүй үед тохиолдож болох урвалыг хурдасгах болно, гэхдээ илүү удаан.

Урвалын завсрын бүтээгдэхүүн нь катализатор болж чаддаг тул энэ урвалыг автокаталитик гэж нэрлэдэг. Тиймээс, хэрэв урвалд орсон бодисыг хэрэглэхэд ердийн урвалын хурд буурдаг бол автокатализийн улмаас шаталтын урвал өөрөө хурдасч, автокаталитик болдог.

Ихэнхдээ урвалд орж буй бодисын молекулуудыг шингээдэг хатуу бодисыг катализатор болгон ашигладаг. Адсорбцийн үед урвалд орж буй молекулуудын холбоо суларч, улмаар тэдгээрийн хоорондын урвал хөнгөвчилдөг.

Адсорбци гэж юу вэ?

3.7. Шингээх.

Шингээх- хийн орчин эсвэл уусмалаас бодисыг өөр бодисын гадаргуугийн давхаргаас шингээх - шингэн эсвэл хатуу.

Жишээлбэл, хийн маскуудад ашигладаг идэвхжүүлсэн нүүрстөрөгчийн гадаргуу дээр хорт хийг шингээх.

Физик болон химийн шингээлтийг хооронд нь ялгадаг.

At физикшингээх, баригдсан тоосонцор шинж чанараа хадгалж үлдэх, хэзээ химийн– шингээгчтэй адсорбатын химийн нэгдлүүд үүсдэг.

Шингээх үйл явц нь дулаан ялгарах дагалддаг. Физик шингээлтийн хувьд энэ нь ач холбогдолгүй (1-5 ккал/моль), химийн шингээлтийн хувьд хамаагүй их (10-100 ккал/моль). Энэ нь катализын үед химийн урвалыг хурдасгах боломжтой.

Шаталтын болон дэлбэрэлтийн процессын хувьд дараахь жишээг өгч болно.

1. H 2 + O 2 хольцын өөрөө гал асаах температур нь 500 0 C. Палладийн катализаторын оролцоотойгоор 100 0 С хүртэл буурдаг.

2. Нүүрсний аяндаа шатах үйл явц нь нүүрсний хэсгүүдийн гадаргуу дээр хүчилтөрөгчийг химийн аргаар шингээх замаар эхэлдэг.

3. Цэвэр хүчилтөрөгчтэй ажиллахад хүчилтөрөгч нь хувцсанд сайн шингэдэг (физик шингээлт). Мөн оч эсвэл дөл байгаа тохиолдолд хувцас амархан шатдаг.

4. Техникийн тосонд хүчилтөрөгч сайн шингэж, шингэж тэсрэх хольц үүсгэдэг. Холимог нь гал асаах эх үүсвэргүй (химийн шингээлт) аяндаа дэлбэрдэг.