Termokimia mempelajari efek termal dari reaksi kimia. Dalam banyak kasus, reaksi ini terjadi pada volume konstan atau tekanan konstan. Berdasarkan hukum pertama termodinamika, dalam kondisi ini panas merupakan fungsi keadaan. Pada volume konstan, kalor sama dengan perubahan energi dalam:
dan pada tekanan konstan - perubahan entalpi:
Persamaan ini, bila diterapkan pada reaksi kimia, merupakan intisarinya hukum Hess:
Efek termal reaksi kimia berlangsung pada tekanan konstan atau volume konstan, tidak bergantung pada jalur reaksi, tetapi hanya ditentukan oleh keadaan reagen dan produk reaksi.
Dengan kata lain, efek termal suatu reaksi kimia sama dengan perubahan fungsi keadaan.
Dalam termokimia, tidak seperti aplikasi termodinamika lainnya, panas dianggap positif jika dilepaskan lingkungan, yaitu Jika H < 0 или kamu
< 0. Под тепловым эффектом химической реакции
понимают значение H(yang secara sederhana disebut "entalpi reaksi") atau kamu reaksi.
Jika reaksi terjadi dalam larutan atau dalam fasa padat, dimana perubahan volumenya dapat diabaikan, maka
H = kamu + (hal) kamu. (3.3)
Jika gas ideal ikut serta dalam reaksi, maka pada suhu konstan
H = kamu + (hal) = kamu+n. RT, (3.4)
dimana n adalah perubahan jumlah mol gas dalam reaksi.
Untuk memudahkan perbandingan entalpi berbagai reaksi, konsep “keadaan standar” digunakan. Negara standar adalah negara bagian zat murni pada tekanan 1 bar (= 10 5 Pa) dan suhu tertentu. Untuk gas, ini adalah keadaan hipotetis pada tekanan 1 bar, yang memiliki sifat gas yang dijernihkan tak terhingga. Entalpi reaksi antar zat dalam keadaan standar pada suhu T, menunjukkan ( R berarti "reaksi"). Persamaan termokimia tidak hanya menunjukkan rumus zat, tetapi juga keadaan agregasi atau modifikasi kristalnya.
Konsekuensi penting mengikuti hukum Hess, yang memungkinkan penghitungan entalpi reaksi kimia.
Akibat wajar 1.
sama dengan selisih antara entalpi pembentukan standar produk reaksi dan reagen (dengan mempertimbangkan koefisien stoikiometri):
Entalpi standar (panas) pembentukan suatu zat (F berarti "pembentukan") pada suhu tertentu adalah entalpi reaksi pembentukan satu mol zat ini dari elemen, yang berada dalam kondisi standar paling stabil. Menurut definisi ini, entalpi pembentukannya paling stabil zat sederhana dalam keadaan standar sama dengan 0 pada suhu berapa pun. Entalpi standar pembentukan zat pada suhu 298 K diberikan dalam buku referensi.
Konsep “entalpi pembentukan” digunakan tidak hanya untuk zat biasa, tetapi juga untuk ion dalam larutan. Dalam hal ini, ion H+ diambil sebagai titik acuan, yang entalpi pembentukan standarnya dalam larutan air diasumsikan nol: 
Akibat wajar 2. Entalpi standar reaksi kimia
sama dengan selisih antara entalpi pembakaran reaktan dan produk reaksi (dengan mempertimbangkan koefisien stoikiometri):
(C berarti "pembakaran"). Entalpi standar (panas) pembakaran suatu zat adalah entalpi reaksi oksidasi sempurna satu mol suatu zat. Konsekuensi ini biasanya digunakan untuk menghitung efek termal dari reaksi organik.
Akibat wajar 3. Entalpi reaksi kimia sama dengan perbedaan energi antara ikatan kimia yang diputus dan yang terbentuk.
Energi komunikasi A-B sebutkan energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan dan memisahkan partikel-partikel yang dihasilkan dalam jarak tak terhingga:
AB (g) SEBUAH (g) + B (g) .
Energi komunikasi selalu positif.
Sebagian besar data termokimia dalam buku referensi diberikan pada suhu 298 K. Untuk menghitung efek termal pada suhu lain, gunakan persamaan Kirchhoff:
(bentuk diferensial) (3.7)
(bentuk integral) (3.8)
Di mana C hal- perbedaan antara kapasitas panas isobarik produk reaksi dan zat awal. Jika perbedaannya T 2 - T 1 kecil, maka Anda dapat menerimanya C hal= konstanta. Pada perbedaan besar suhu, perlu menggunakan ketergantungan suhu C hal(T) jenis:
di mana koefisiennya A, B, C dll. untuk masing-masing zat diambil dari buku referensi, dan tandanya menunjukkan perbedaan antara produk dan reagen (dengan mempertimbangkan koefisien).
CONTOH
Contoh 3-1. Entalpi standar pembentukan cairan dan air berbentuk gas pada 298 K masing-masing adalah -285,8 dan -241,8 kJ/mol. Hitung entalpi penguapan air pada suhu ini.
Larutan. Entalpi pembentukan sesuai dengan reaksi berikut:
H 2 (g) + SO 2 (g) = H 2 O (l), H 1 0 = -285.8;
H 2 (g) + SO 2 (g) = H 2 O (g), H 2 0 = -241.8.
Reaksi kedua dapat dilakukan dalam dua tahap: pertama, bakar hidrogen hingga membentuk air cair sesuai reaksi pertama, lalu evaporasi airnya:
H 2 O (l) = H 2 O (g), H 0 isp = ?
Kemudian, menurut hukum Hess,
H 1 0 + H 0 isp = H 2 0 ,
Di mana H 0 isp = -241,8 - (-285,8) = 44,0 kJ/mol.
Menjawab. 44,0 kJ/mol.
Contoh 3-2. Hitung entalpi reaksi
6C (g) + 6H (g) = C 6 H 6 (g)
a) berdasarkan entalpi pembentukan; b) dengan energi ikat, dengan asumsi bahwa ikatan rangkap pada molekul C 6 H 6 adalah tetap.
Larutan. a) Entalpi pembentukan (dalam kJ/mol) terdapat di buku referensi (misalnya, P.W. Atkins, Physical Chemistry, 5th edition, pp. C9-C15): f H 0 (C 6 H 6 (g)) = 82,93, f H 0 (C (g)) = 716,68, f H 0 (H (g)) = 217,97. Entalpi reaksinya adalah:
r H 0 = 82,93 - 6.716,68 - 6.217,97 = -5525 kJ/mol.
b) Dalam reaksi ini ikatan kimia tidak pecah, tetapi hanya terbentuk. Dalam perkiraan tetap obligasi ganda molekul C 6 H 6 mengandung 6 ikatan C-H, 3 ikatan C-C dan 3 ikatan C=C. Energi ikatan (dalam kJ/mol) (P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5th edition, hal. C7): E(C-H) = 412, E(C-C) = 348, E(C=C) = 612. Entalpi reaksinya adalah:
r H 0 = -(6,412 + 3,348 + 3,612) = -5352 kJ/mol.
Perbedaan dengan hasil eksak -5525 kJ/mol disebabkan karena pada molekul benzena tidak terdapat ikatan C-C tunggal dan ikatan rangkap C=C, namun terdapat 6 ikatan C C aromatik.
Menjawab. a) -5525 kJ/mol; b) -5352 kJ/mol.
Contoh 3-3. Dengan menggunakan data referensi, hitung entalpi reaksi
3Cu (tv) + 8HNO 3(aq) = 3Cu(NO 3) 2(aq) + 2NO (g) + 4H 2 O (l)
Larutan. Persamaan ionik yang disingkat untuk reaksi tersebut adalah:
3Cu (s) + 8H + (aq) + 2NO 3 - (aq) = 3Cu 2+ (aq) + 2NO (g) + 4H 2 O (l).
Menurut hukum Hess, entalpi reaksi adalah:
r H 0 = 4f H 0 (H 2 O (l)) + 2 f H 0 (TIDAK (g)) + 3 f H 0 (Cu 2+ (aq)) - 2 f H 0 (TIDAK 3 - (aq))
(entalpi pembentukan tembaga dan ion H+, menurut definisi, adalah 0). Mengganti nilai entalpi pembentukan (P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5th edition, pp. C9-C15), kita mendapatkan:
r H 0 = 4 (-285,8) + 2 90,25 + 3 64,77 - 2 (-205,0) = -358,4 kJ
(berdasarkan tiga mol tembaga).
Menjawab. -358,4 kJ.
Contoh 3-4. Hitung entalpi pembakaran metana pada 1000 K, jika entalpi pembentukan pada 298 K diberikan: f H 0 (CH 4) = -17,9 kkal/mol, f H 0 (CO 2) = -94,1 kkal/mol, f H 0 (H 2 O (g)) = -57,8 kkal/mol. Kapasitas kalor gas (dalam kal/(mol. K)) dalam kisaran 298 hingga 1000 K adalah sama dengan:
C p (CH 4) = 3,422 + 0,0178. T, C hal(O2) = 6,095 + 0,0033. T,
C p (CO 2) = 6,396 + 0,0102. T, C hal(H 2 O (g)) = 7,188 + 0,0024. T.
Larutan. Entalpi reaksi pembakaran metana
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
pada 298 K sama dengan:
94,1 + 2 (-57,8) - (-17,9) = -191,8 kkal/mol.
Mari kita cari perbedaan kapasitas panas sebagai fungsi suhu:
C hal = C hal(CO2) + 2 C hal(H 2 O (g)) - C hal(CH 4) - 2 C hal(O2) =
= 5.16 - 0.0094T(kal/(mol K)).
Entalpi reaksi pada 1000 K dihitung menggunakan persamaan Kirchhoff:
= + 
= -191800 + 5.16
(1000-298) - 0,0094 (1000 2 -298 2)/2 = -192500 kal/mol.
Menjawab. -192,5 kkal/mol.
TUGAS
3-1. Berapa kalor yang diperlukan untuk memindahkan 500 g Al (mp 658 o C, H 0 pl = 92,4 kal/g), diambil pada suhu kamar, dalam keadaan cair, jika C hal(Al TV) = 0,183 + 1,096 10 -4 T kal/(gK)?
3-2. Entalpi standar reaksi CaCO 3 (s) = CaO (s) + CO 2 (g) yang terjadi dalam bejana terbuka pada suhu 1000 K adalah 169 kJ/mol. Berapa kalor reaksi yang terjadi pada suhu yang sama tetapi dalam bejana tertutup?
3-3. Hitung energi dalam standar pembentukan benzena cair pada 298 K jika entalpi standar pembentukannya adalah 49,0 kJ/mol.
3-4. Hitung entalpi pembentukan N 2 O 5 (g) di T= 298K berdasarkan data berikut:
2NO(g) + O 2 (g) = 2NO 2 (g), H 1 0 = -114,2 kJ/mol,
4NO 2 (g) + O 2 (g) = 2N 2 O 5 (g), H 2 0 = -110,2 kJ/mol,
N 2 (g) + O 2 (g) = 2NO (g), H 3 0 = 182,6 kJ/mol.
3-5. Entalpi pembakaran -glukosa, -fruktosa dan sukrosa pada suhu 25 o C adalah -2802,
-2810 dan -5644 kJ/mol. Hitung panas hidrolisis sukrosa.
3-6. Tentukan entalpi pembentukan diboran B 2 H 6 (g) di T= 298 K dari data berikut:
B 2 H 6 (g) + 3O 2 (g) = B 2 O 3 (tv) + 3H 2 O (g), H 1 0 = -2035,6 kJ/mol,
2B(tv) + 3/2 O 2 (g) = B 2 O 3 (tv), H 2 0 = -1273,5 kJ/mol,
H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) = H 2 O (g), H 3 0 = -241,8 kJ/mol.
3-7. Hitung kalor pembentukan seng sulfat dari zat sederhana di T= 298 K berdasarkan data berikut.
Dalam termokimia, jumlah panas Q yang dilepaskan atau diserap akibat reaksi kimia disebut efek termal. Reaksi yang terjadi dengan pelepasan kalor disebut eksotermik (T>0), dan dengan penyerapan panas - endotermik (Q<0 ).
Oleh karena itu, dalam termodinamika, proses pelepasan panas disebut eksotermik, dan proses di mana panas diserap - endotermik.
Menurut akibat wajar dari hukum pertama termodinamika untuk proses isokhorik-isotermal, efek termal sama dengan perubahan energi internal sistem .
Karena dalam termokimia tanda kebalikannya digunakan dalam kaitannya dengan termodinamika, maka.
Untuk proses isobarik-isotermal, efek termal sama dengan perubahan entalpi sistem .
Jika D H > 0- proses terjadi dengan penyerapan panas dan endotermik.
Jika D H< 0 - Prosesnya disertai pelepasan panas dan bersifat eksotermik.
Ini mengikuti dari hukum pertama termodinamika Hukum Hess:
efek termal dari reaksi kimia hanya bergantung pada jenis dan keadaan zat awal dan produk akhir, tetapi tidak bergantung pada jalur transisi dari keadaan awal ke keadaan akhir.
Konsekuensi dari undang-undang ini adalah aturan itu Dengan persamaan termokimia Anda dapat melakukan operasi aljabar biasa.
Sebagai contoh, perhatikan reaksi oksidasi batubara menjadi CO2.
Peralihan dari zat awal ke zat akhir dapat dilakukan dengan membakar langsung batubara menjadi CO 2:
C (t) + O 2 (g) = CO 2 (g).
Efek termal dari reaksi ini adalah Δ jam 1.
Proses ini dapat dilakukan dalam dua tahap (Gbr. 4). Pada tahap pertama, karbon terbakar menjadi CO sesuai dengan reaksinya
C (t) + O 2 (g) = CO (g),
pada CO kedua terbakar menjadi CO 2
CO (t) + O 2 (g) = CO 2 (g).
Efek termal dari reaksi ini masing-masing adalah Δ jam 2 danΔ nomor 3.
Beras. 4. Skema proses pembakaran batubara menjadi CO2
Ketiga proses tersebut banyak digunakan dalam praktik. Hukum Hess memungkinkan kita untuk menghubungkan efek termal dari ketiga proses ini dengan persamaan:
Δ jam 1=Δ jam 2 + Δ nomor 3.
Efek termal dari proses pertama dan ketiga dapat diukur dengan relatif mudah, namun pembakaran batu bara menjadi karbon monoksida pada suhu tinggi sulit dilakukan. Efek termalnya dapat dihitung:
Δ jam 2=Δ jam 1 - Δ nomor 3.
nilai Δ jam 1 dan Δ jam 2 tergantung pada jenis batubara yang digunakan. Nilai Δ nomor 3 tidak berhubungan dengan ini. Ketika satu mol CO dibakar pada tekanan konstan pada 298K, jumlah kalornya adalah Δ nomor 3= -283,395 kJ/mol. Δ jam 1= -393,86 kJ/mol pada 298K. Kemudian pada 298K Δ jam 2= -393,86 + 283,395 = -110,465 kJ/mol.
Hukum Hess memungkinkan untuk menghitung efek termal dari proses yang data eksperimennya tidak tersedia atau tidak dapat diukur pada kondisi yang diperlukan. Hal ini berlaku untuk reaksi kimia dan proses pelarutan, penguapan, kristalisasi, adsorpsi, dll.
Saat menerapkan hukum Hess, kondisi berikut harus diperhatikan dengan ketat:
Kedua proses harus mempunyai keadaan awal yang benar-benar identik dan keadaan akhir yang benar-benar identik;
Tidak hanya keduanya harus sama komposisi kimia produk, tetapi juga kondisi keberadaannya (suhu, tekanan, dll.) dan keadaan agregasi, dan untuk zat kristal dan modifikasi kristal.
Saat menghitung efek termal dari reaksi kimia berdasarkan hukum Hess, dua jenis efek termal biasanya digunakan - panas pembakaran dan panas pembentukan.
Panasnya formasi disebut efek termal dari reaksi pembentukan senyawa tertentu dari zat sederhana.
Panas pembakaran adalah efek termal dari reaksi oksidasi senyawa tertentu dengan oksigen hingga terbentuk oksida yang lebih tinggi unsur atau senyawa yang sesuai dari oksida ini.
Nilai referensi untuk efek termal dan besaran lainnya biasanya mengacu pada keadaan standar materi.
Sebagai kondisi standar cairan individu dan padatan mengambil keadaannya pada suhu dan tekanan tertentu sama dengan satu atmosfer, dan untuk masing-masing gas - keadaannya ketika pada suhu dan tekanan tertentu sama dengan 1,01 · 10 5 Pa (1 atm.), mereka memiliki sifat gas ideal. Untuk memudahkan perhitungan, digunakan data referensi suhu standar 298 K.
Jika suatu elemen dapat eksis dalam beberapa modifikasi, maka modifikasi tersebut stabil pada 298 K dan tekanan atmosfir, sama dengan 1,01·10 5 Pa (1 atm.)
Semua besaran yang berkaitan dengan keadaan standar suatu zat ditandai dengan superskrip berbentuk lingkaran: 
. Dalam proses metalurgi, sebagian besar senyawa terbentuk dengan pelepasan panas, sehingga kenaikan entalpinya adalah . Untuk elemen dalam keadaan standar, nilainya adalah .
Dengan menggunakan data referensi untuk kalor standar pembentukan zat yang terlibat dalam reaksi, Anda dapat dengan mudah menghitung efek termal reaksi.
Dari hukum Hess berikut ini:efek termal dari reaksi sama dengan perbedaannya antara kalor pembentukan semua zat yang ditunjukkan di sisi kanan persamaan(zat akhir atau produk reaksi) , dan kalor pembentukan semua zat yang ditunjukkan di sisi kiri persamaan(bahan awal) , diambil dengan koefisien, koefisien yang sama sebelum rumus zat-zat ini dalam persamaan reaksi:
Di mana N- jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi.
Contoh. Mari kita hitung efek termal dari reaksi Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2. Kalor pembentukan zat-zat yang terlibat dalam reaksi adalah: untuk Fe 3 O 4, untuk CO, untuk FeO, untuk CO 2.
Efek termal dari reaksi:
Karena reaksi pada 298K bersifat endotermik, yaitu. dilengkapi dengan penyerapan panas.
Panas pembentukan standar (entalpi pembentukan) suatu zat disebut entalpi reaksi pembentukan 1 mol zat tertentu dari unsur-unsur (zat sederhana, yaitu terdiri dari atom-atom yang sejenis) yang berada dalam keadaan standar paling stabil. Entalpi pembentukan standar zat (kJ/mol) diberikan dalam buku referensi. Saat menggunakan nilai referensi, perlu memperhatikan keadaan fase zat yang berpartisipasi dalam reaksi. Entalpi pembentukan zat sederhana yang paling stabil adalah 0.
Akibat wajar dari hukum Hess tentang penghitungan efek termal reaksi kimia berdasarkan panas pembentukan : standar efek termal suatu reaksi kimia sama dengan perbedaan antara panas pembentukan produk reaksi dan panas pembentukan zat awal, dengan mempertimbangkan koefisien stoikiometri (jumlah mol) reaktan:
CH 4 + 2 BERSAMA = 3 C ( grafit ) + 2 jam 2 HAI.
televisi gas gas. gas
Kalor pembentukan zat dalam keadaan fase yang ditunjukkan diberikan dalam tabel. 1.2.
Tabel 1.2
Panas pembentukan zat
Larutan
Karena reaksinya terjadi pada P= konstanta, maka kita cari efek termal standar berupa perubahan entalpi berdasarkan kalor pembentukan yang diketahui sebagai akibat dari hukum Hess (rumus (1.17):
ΔH HAI 298 = ( 2 (–241,81) + 3 0) – (–74,85 + 2 (–110,53)) = –187,71 kJ = –187710 J.
ΔH HAI 298 < 0, реакция является экзотермической, протекает с выделением теплоты.
Kami menemukan perubahan energi internal berdasarkan persamaan (1.16):
kamu HAI 298 = ΔH HAI 298 – Δ ν RT.
Untuk reaksi tertentu, perubahan jumlah mol zat gas disebabkan oleh berlalunya reaksi kimia Δν = 2 – (1 + 2) = –1; T= 298 K, maka
Δ kamu HAI 298 = –187710 – (–1) · 8,314 · 298 = –185232 J.
Perhitungan efek termal standar reaksi kimia menggunakan panas standar pembakaran zat yang berpartisipasi dalam reaksi
Panas pembakaran standar (entalpi pembakaran) suatu zat
adalah efek termal dari oksidasi sempurna 1 mol suatu zat (menjadi oksida yang lebih tinggi atau senyawa yang ditunjukkan secara khusus) dengan oksigen, asalkan zat awal dan akhir memiliki suhu standar. Entalpi standar pembakaran zat 
(kJ/mol) diberikan dalam buku referensi. Dalam menggunakan nilai acuan perlu memperhatikan tanda entalpi reaksi pembakaran yang selalu eksotermik ( Δ
H
<0), а в таблицах указаны величины
.
Entalpi pembakaran oksida yang lebih tinggi (misalnya air dan karbon dioksida) adalah 0.
Akibat wajar dari hukum Hess tentang penghitungan efek termal reaksi kimia berdasarkan panas pembakaran : efek termal standar suatu reaksi kimia sama dengan perbedaan antara panas pembakaran zat awal dan panas pembakaran produk reaksi, dengan mempertimbangkan koefisien stoikiometri (jumlah mol) reaktan:
C 2 H 4 + H 2 HAI= C 2 N 5 DIA.
7. Hitung efek termal reaksi pada kondisi standar: Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (g) = 2 Fe (t) + 3 CO 2 (g), jika kalor pembentukan: Fe 2 O 3 (t) = – 821,3 kJ/mol CO (g ) = – 110,5 kJ/mol;
CO 2 (g) = – 393,5 kJ/mol.
Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (g) = 2 Fe (t) + 3 CO 2 (g),
Mengetahui efek termal standar dari pembakaran bahan awal dan produk reaksi, kami menghitung efek termal reaksi dalam kondisi standar:
16. Ketergantungan laju reaksi kimia pada suhu. Aturan Van't Hoff. Koefisien suhu reaksi.
Reaksi hanya terjadi akibat tumbukan antara molekul-molekul aktif yang energi rata-ratanya melebihi energi rata-rata peserta reaksi.
Ketika molekul diberi sejumlah energi aktivasi E (kelebihan energi di atas rata-rata), energi potensial interaksi antar atom dalam molekul berkurang, ikatan di dalam molekul melemah, dan molekul menjadi reaktif.
Energi aktivasi tidak selalu disuplai dari luar; energi tersebut dapat diberikan ke beberapa bagian molekul dengan mendistribusikan kembali energi selama tumbukan. Menurut Boltzmann, di antara N molekul terdapat sejumlah molekul aktif N yang memiliki peningkatan energi :
N N·e – E / RT (1)
di mana E adalah energi aktivasi, yang menunjukkan kelebihan energi yang diperlukan, dibandingkan dengan tingkat rata-rata yang harus dimiliki molekul agar reaksi dapat terjadi; sebutan yang tersisa sudah terkenal.
Dengan aktivasi termal untuk dua suhu T 1 dan T 2, rasio konstanta laju adalah:
, (2)
, (3)
yang memungkinkan untuk menentukan energi aktivasi dengan mengukur laju reaksi pada dua suhu berbeda T 1 dan T 2.
Peningkatan suhu sebesar 10 0 meningkatkan laju reaksi sebesar 2–4 kali lipat (perkiraan aturan Van't Hoff). Angka yang menunjukkan berapa kali laju reaksi (dan konstanta laju) meningkat ketika suhu meningkat sebesar 10 0 disebut koefisien suhu reaksi:
(4)
.(5)
Artinya, misalnya, dengan kenaikan suhu sebesar 100 0 untuk kenaikan laju rata-rata yang diterima secara konvensional sebesar 2 kali ( = 2), laju reaksi meningkat sebesar 2 10, yaitu. kira-kira 1000 kali, dan ketika = 4 – 4 10, yaitu 1000000 kali. Aturan Van't Hoff berlaku untuk reaksi yang terjadi pada suhu yang relatif rendah dalam rentang suhu yang sempit. Peningkatan tajam laju reaksi seiring dengan meningkatnya suhu dijelaskan oleh fakta bahwa jumlah molekul aktif meningkat secara eksponensial.
25. Persamaan isoterm reaksi kimia Van't Hoff.
Sesuai dengan hukum aksi massa untuk reaksi sembarang
dan A + bB = cC + dD
Persamaan laju reaksi maju dapat ditulis:
,
dan untuk laju reaksi balik:
.
Jika reaksi berlangsung dari kiri ke kanan, konsentrasi zat A dan B akan berkurang dan laju reaksi maju akan berkurang. Sebaliknya, jika produk reaksi C dan D terakumulasi, laju reaksi dari kanan ke kiri akan meningkat. Ada saatnya kecepatan υ 1 dan υ 2 menjadi sama, konsentrasi semua zat tetap tidak berubah, oleh karena itu,
,DimanaK c = k 1 / k 2 =
.
Nilai konstanta Kc, sama dengan rasio konstanta laju reaksi maju dan mundur, secara kuantitatif menggambarkan keadaan kesetimbangan melalui konsentrasi kesetimbangan zat awal dan produk interaksinya (sepanjang koefisien stoikiometrinya) dan disebut konstanta kesetimbangan. Konstanta kesetimbangan konstan hanya untuk suhu tertentu, yaitu.
K c = f (T). Tetapan kesetimbangan suatu reaksi kimia biasanya dinyatakan sebagai suatu perbandingan, yang pembilangnya adalah hasil kali konsentrasi molar kesetimbangan produk reaksi, dan penyebutnya adalah hasil kali konsentrasi zat awal.
Jika komponen reaksi merupakan campuran gas ideal, maka konstanta kesetimbangan (K p) dinyatakan dalam tekanan parsial komponen:
.
Untuk berpindah dari K p ke K c, kita menggunakan persamaan keadaan P · V = n · R · T. Karena
, maka P = C·R·T. .Dari persamaan tersebut dapat disimpulkan bahwa K p = K c dengan syarat reaksi berlangsung tanpa mengubah jumlah mol dalam fasa gas, yaitu. bila (c + d) = (a + b).
Jika reaksi berlangsung spontan pada konstanta P dan T atau V dan T, maka nilai G dan F reaksi tersebut dapat diperoleh dari persamaan:
,
dimana С А, С В, С С, С D adalah konsentrasi non-setimbang zat awal dan produk reaksi.
,dimana Р А, Р В, Р С, Р D adalah tekanan parsial zat awal dan produk reaksi.
Dua persamaan terakhir disebut persamaan isoterm reaksi kimia van't Hoff. Hubungan ini memungkinkan untuk menghitung nilai G dan F reaksi dan menentukan arahnya pada konsentrasi zat awal yang berbeda.
Perlu dicatat bahwa baik untuk sistem gas maupun larutan, ketika padatan berpartisipasi dalam reaksi (yaitu untuk sistem heterogen), konsentrasi fase padat tidak termasuk dalam persamaan konstanta kesetimbangan, karena konsentrasi ini hampir konstan. Ya, untuk reaksi
2 CO (g) = CO 2 (g) + C (t)
konstanta kesetimbangan ditulis sebagai
.Ketergantungan konstanta kesetimbangan pada suhu (untuk suhu T 2 relatif terhadap suhu T 1) dinyatakan dengan persamaan van't Hoff berikut:
,
di mana Н 0 adalah efek termal dari reaksi.
Untuk reaksi endotermik (reaksi terjadi dengan penyerapan panas), konstanta kesetimbangan meningkat seiring dengan meningkatnya suhu, sistem tampaknya menolak pemanasan.
34. Osmosis, tekanan osmotik. Persamaan Van't Hoff dan koefisien osmotik.
Osmosis adalah pergerakan spontan molekul pelarut melalui membran semipermeabel yang memisahkan larutan dengan konsentrasi berbeda, dari larutan dengan konsentrasi lebih rendah ke larutan dengan konsentrasi lebih tinggi, yang menyebabkan pengenceran larutan tersebut. Film plastik sering digunakan sebagai membran semi-permeabel, melalui lubang-lubang kecil yang hanya dapat dilewati oleh molekul pelarut bervolume kecil secara selektif dan molekul atau ion besar atau terlarut dipertahankan - untuk zat dengan berat molekul tinggi, dan film tembaga ferrocyanide untuk zat dengan berat molekul rendah. Proses perpindahan pelarut (osmosis) dapat dicegah jika tekanan hidrostatik eksternal diterapkan pada larutan dengan konsentrasi yang lebih tinggi (dalam kondisi kesetimbangan inilah yang disebut tekanan osmotik, dilambangkan dengan huruf ). Untuk menghitung nilai dalam larutan non-elektrolit digunakan persamaan empiris Van't Hoff:
dimana C adalah konsentrasi molal suatu zat, mol/kg;
R – konstanta gas universal, J/mol K.
Besarnya tekanan osmotik sebanding dengan jumlah molekul (umumnya jumlah partikel) dari satu atau lebih zat yang terlarut dalam volume larutan tertentu, dan tidak bergantung pada sifatnya dan sifat pelarutnya. Dalam larutan elektrolit kuat atau lemah, jumlah partikel individu meningkat karena disosiasi molekul, oleh karena itu, koefisien proporsionalitas yang sesuai, yang disebut koefisien isotonik, harus dimasukkan ke dalam persamaan untuk menghitung tekanan osmotik.
i CRT,
di mana i adalah koefisien isotonik, dihitung sebagai perbandingan jumlah ion dan molekul elektrolit yang tidak terdisosiasi dengan jumlah awal molekul zat tertentu.
Jadi, jika derajat disosiasi elektrolit, mis. perbandingan jumlah molekul yang terurai menjadi ion dengan jumlah seluruh molekul zat terlarut adalah sama dengan dan molekul elektrolit terurai menjadi n ion, maka koefisien isotonik dihitung sebagai berikut:
saya = 1 + (n – 1) · ,(i > 1).
Untuk elektrolit kuat kita ambil = 1, maka i = n, dan koefisien i (juga lebih besar dari 1) disebut koefisien osmotik.
Fenomena osmosis mempunyai sangat penting untuk organisme tumbuhan dan hewan, karena membran selnya dalam kaitannya dengan larutan banyak zat memiliki sifat membran semipermeabel. DI DALAM air bersih sel membengkak sangat besar, dalam beberapa kasus sampai pecahnya membran, dan dalam larutan dengan konsentrasi garam tinggi, sebaliknya, ukurannya mengecil dan berkerut karena kehilangan banyak air. Oleh karena itu, saat pengalengan produk makanan ditambahkan ke mereka sejumlah besar garam atau gula. Sel mikroba dalam kondisi seperti itu kehilangan banyak air dan mati.
Setiap reaksi kimia disertai dengan pelepasan atau penyerapan energi dalam bentuk panas.
Berdasarkan pelepasan atau penyerapan panas, mereka membedakannya eksotermik Dan endotermik reaksi.
Eksotermik reaksi adalah reaksi yang melepaskan panas (+Q).
Reaksi endoterm adalah reaksi yang menyerap kalor (-Q).
Efek termal dari reaksi (Q) adalah jumlah panas yang dilepaskan atau diserap selama interaksi sejumlah reagen awal.
Persamaan termokimia adalah persamaan yang menjelaskan efek termal suatu reaksi kimia. Jadi, misalnya persamaan termokimianya adalah:
Perlu juga dicatat bahwa persamaan termokimia harus mencakup informasi tentang keadaan agregasi reagen dan produk, karena nilainya bergantung pada ini efek termal.
Perhitungan efek termal dari reaksi
Contoh tugas khas untuk mengetahui efek termal dari reaksi:
Ketika 45 g glukosa bereaksi dengan oksigen berlebih sesuai persamaan
C 6 H 12 O 6 (padat) + 6O 2 (g) = 6CO 2 (g) + 6H 2 O (g) + Q
700 kJ kalor dilepaskan. Tentukan efek termal dari reaksi tersebut. (Tuliskan bilangan tersebut ke bilangan bulat terdekat.)
Larutan:
Mari kita hitung jumlah glukosa:
n(C 6 H 12 O 6) = m(C 6 H 12 O 6) / M(C 6 H 12 O 6) = 45 g / 180 g/mol = 0,25 mol
Itu. Ketika 0,25 mol glukosa berinteraksi dengan oksigen, 700 kJ panas dilepaskan. Dari persamaan termokimia yang disajikan pada kondisi tersebut, interaksi 1 mol glukosa dengan oksigen menghasilkan sejumlah panas sebesar Q (efek termal reaksi). Maka proporsi berikut ini benar:
0,25 mol glukosa - 700 kJ
1 mol glukosa - Q
Dari proporsi ini persamaan yang sesuai sebagai berikut:
0,25 / 1 = 700 / Q
Memecahkan yang mana, kami menemukan bahwa:
Jadi, efek termal reaksinya adalah 2800 kJ.
Perhitungan menggunakan persamaan termokimia
Lebih sering masuk Tugas Ujian Negara Bersatu dalam termokimia, besarnya efek termal sudah diketahui, karena kondisi tersebut memberikan persamaan termokimia yang lengkap.
Dalam hal ini, perlu untuk menghitung jumlah panas yang dilepaskan/diserap dengan jumlah reagen atau produk yang diketahui, atau, sebaliknya, dengan nilai yang diketahui panas, diperlukan untuk menentukan massa, volume atau kuantitas suatu zat dari setiap peserta reaksi.
Contoh 1
Menurut persamaan reaksi termokimia
3Fe 3 O 4 (tv.) + 8Al (tv.) = 9Fe (tv.) + 4Al 2 O 3 (tv.) + 3330 kJ
68 g aluminium oksida terbentuk. Berapa banyak panas yang dilepaskan? (Tuliskan bilangan tersebut ke bilangan bulat terdekat.)
Larutan
Mari kita hitung jumlah zat aluminium oksida:
n(Al 2 O 3) = m(Al 2 O 3) / M(Al 2 O 3) = 68 g / 102 g/mol = 0,667 mol
Sesuai dengan persamaan reaksi termokimia, ketika 4 mol aluminium oksida terbentuk, 3330 kJ dilepaskan. Dalam kasus kita, 0,6667 mol aluminium oksida terbentuk. Setelah menyatakan jumlah kalor yang dilepaskan dalam kasus ini dengan x kJ, kita buat proporsinya:
4 mol Al 2 O 3 - 3330 kJ
0,667 mol Al 2 O 3 - x kJ
Proporsi ini sesuai dengan persamaan:
4 / 0,6667 = 3330 /x
Menyelesaikannya, kita menemukan bahwa x = 555 kJ
Itu. ketika 68 g aluminium oksida terbentuk sesuai dengan persamaan termokimia pada kondisi tersebut, 555 kJ kalor dilepaskan.
Contoh 2
Akibat suatu reaksi, persamaan termokimianya adalah
4FeS 2 (tv.) + 11O 2 (g) = 8SO 2 (g) + 2Fe 2 O 3 (tv.) + 3310 kJ
1655 kJ kalor dilepaskan. Tentukan volume (l) sulfur dioksida yang dilepaskan (no.). (Tuliskan bilangan tersebut ke bilangan bulat terdekat.)
Larutan
Sesuai dengan persamaan reaksi termokimia, ketika 8 mol SO 2 terbentuk, 3310 kJ kalor dilepaskan. Dalam kasus kami, 1655 kJ panas dilepaskan. Misalkan jumlah SO 2 yang terbentuk dalam kasus ini adalah x mol. Maka proporsi berikut ini adil:
8 mol SO 2 - 3310 kJ
x mol SO 2 - 1655 kJ
Dari persamaan berikut:
8 / x = 3310/1655
Memecahkan yang mana, kami menemukan bahwa:
Jadi, jumlah zat SO2 yang terbentuk dalam hal ini adalah 4 mol. Oleh karena itu, volumenya sama dengan:
V(SO 2) = V m ∙ n(SO 2) = 22,4 l/mol ∙ 4 mol = 89,6 l ≈ 90 l(dibulatkan menjadi bilangan bulat, karena ini diperlukan dalam kondisi.)
Masalah yang lebih banyak dianalisis mengenai efek termal dari reaksi kimia dapat ditemukan.
