Реакции теплота Теплота реакции

Большинство реакций проводится при постоянном давлении, а не при постоянном объеме. Если ввести функцию состояния Н, называемую энтальпией, при помощи выражения Н = Е + РУ, то теплота реакции, проводящейся при постоянном давлении, окажется равной АН, т.е. АН = qp. Этот вывод имеет очень важное значение для исследования теплот реакций. Поскольку величина АН зависит только от исходного и конечного состояний реакции, термин при постоянном давлении означает лишь то, что давление в конце реакции становится равным исходному давлению. Кроме того, поскольку Н является функцией состояния, теплоту реакции можно представить в виде суммы нескольких реакций и, следовательно, вычислить суммированием индивидуальных теплот таких реакций другими словами, теплоты реакций аддитивны. [c.36]

Для термохимических расчетов необходимо, чтобы все теплоты реакций были отнесены к одинаковым условиям. Иначе их значения будут не сопоставимы. Это обстоятельство обусловлено тем, что теплота химической реакции зависит от температуры и в меньшей степени от давления. Обычно теплоты химических реакций приводят к стандартным условиям. Для индивидуальных твердых веществ и жидкостей в качестве стандартного принимают состояние их при 1 атм и данной температуре. Для индивидуальных газов в качестве стандартного принимают их состояние в виде гипотетического идеального газа, летучесть которого равна единице при данной температуре. Свойства индивидуальных газов при 1 атм не слишком отличаются от свойств их в стандартных условиях в расчетах, не требующих высокой точности, этим различием обычно пренебрегают. Следует обращать внимание на то, что для газовой химической реакции, проводимой в стандартных условиях, не общее давление равно 1 атм., а парциальное давление каждого из газообразных компонентов реакции. [c.8]

В том случае, если энергии активации реакции (или теплота реакции в равновесии) в жидкой и газовой фазах одинаковы, можно положить А исп = О и АЯисп = — п — I) ЕТ. Тогда выражение для приводится к виду [c.433]

Изучение изменений внутренней энергии прн химических превращениях имеет большое значение для развития теоретических основ химии, так как является одним из основных путей для изучения энергии отдельных химических связей в молекуле и количественного познания прочности этих связей и реакционной способности молекул. Кроме того, изменения внутренней энергии при реакции (или теплота реакции) являются необходимыми исходными величинами для термодинамических расчетов химических реакций (определение константы равновесия, выход продуктов реакции), имеющих большое значение для химических исследований и в химико-технологической практике. [c.56]

Тепловой эффект реакции вычисляется по закону Гесса, сформулированному еще в 1840 г. Этот закон гласит, что тепло, выделяемое или поглощаемое в химическом процессе, постоянно и не зависит от того, является ли процесс одно- или многостадийным. Таким образом, теплоту образования какого-нибудь соединения молено найти, используя данные по другим реакциям. Стандартную теплоту реакции АЯ можно вычислить по теплотам образования всех соединений, принимающих участие в реакции. Она равна разности алгебраической суммы стандартных теплот образования продуктов реакции АЯ" и алгебраической суммы стандартных теплот образования исходных веществ ДЯ [c.28]

Для углерода недостаточно применять обозначение (кр.), поскольку кристаллический углерод может существовать в двух различных модификациях -в виде алмаза или графита.] Требуется выяснить, будет ли в этой реакции выделяться теплота, которую следует учесть при конструировании реактора. Подобный синтез никогда не проводился (и, по-видимому, никогда не будет осуществлен), но тем не менее можно получить ответ на поставленный вопрос, используя данные о теплотах некоторых легко осуществляемых реакций. Теплотой сгорания вещества, содержащего С, N, О и Н, называется теплота реакции данного вещества (в расчете на его одномолярное количество) с достаточным количеством кислорода, продуктами которой являются СО2, N2 и жидкая Н2О. Теплоты сгорания легко поддаются измерению и исторически были первыми теплотами реакций, измерявшимися и табулируемыми систематически. Подробные таблицы теплот сгорания можно найти в специальных термохимических справочниках. Теплоты сгорания метана и алмаза равны [c.92]

Первый закон термодинамики утверждает, что при переходе из одного состояния в другое изменение энергии или энтальпии зависит только от самих этих состояний, а не от того, каким образом осуществляется переход между ними. Следовательно, теплота химической реакции не зависит от того, в одну или несколько стадий проводится эта реакция, а определяется лишь исходным состоянием реагентов и конечным состоянием продуктов. Это означает аддитивность теплот реакций если реакция А плюс реакция В дают реакцию С, то теплота реакции С может быть получена суммированием теплот реакций А и В. Указанное свойство аддитивности теплот реакций создает большую экономию при табулировании теплот реакций достаточно измерить только тепловые эффекты ограниченного набора реакций, из которых можно скомбинировать все остальные реакции. В качестве такого набора выбирают реакции образования всех соединений из образующих их элементов, находящихся в стандартном состоянии. [c.101]

Рис. 22-4 позволяет понять, что наличие энергии активации, или активационного барьера, не изменяет термодинамических свойств полной реакции. Активационные барьеры для прямой и обратной реакций, Е и Е2, таковы, что их разность, АЯ = Еу — Е2, представляет собой термодинамическую теплоту реакции. Чем выше поднимается барьер 1, тем медленнее прямая реакция. Однако поскольку барьер 2 должен при этом повыситься на такую же величину, как и 1, чтобы их разность сохраняла фиксированное значение, обратная реакция замедлится во столько же раз, во сколько и прямая реакция. На положение равновесия не влияют конкретные численные значения энергий активации прямой и обратной реакций, а только разность между ними, равная АН°. [c.366]

В последней колонке табл. 22-2 указаны стандартные энтальпии, или теплоты реакций. На рис. 22-5 в графической форме представлены относительные энтальпии реагентов и продуктов, а также активационный барьер между ними. Некоторые реакции, например N02 + СО, должны преодолевать значительный активационный барьер. Для других реакций барьер незначителен, как, например, для реакции разложения СЮ. Для других, например для разложения N02, активационным барьером служит только сама теплота реакции, а обратная реакция имеет нулевую энергию активации. Наиболее общий случай графически представлен в нижней части рис. 22-5. [c.370]

Реакция 3 является, по-видимому, важнейшей в механизме окисления водорода. Ее термодинамическая доля необычно высока во всем диапазоне исследованных условий (иногда дз > 0,8), а это означает, что ее следует учитывать практически всюду. По характеру квалифицируется как реакция разветвления. Действительно, в результате реакции 3+ вместо одного активного центра появляется два новых, к тому же радикал О фактически является бирадикалом. Многочисленные экспериментальные данные приводят к значениям Ез" = 16,7 ккал/моль, что находится в отличном соответствии с теплотой реакции при О К, рассчитанной из спектроскопических данных. [c.254]

Рекомбинация радикалов протекает с энергией активации, близкой к нулю прямая реакция — образование радикалов — протекает с энергией активации, близкой к теплоте разрыва (энергии) связи R—R (известно, что разность энергий активации прямой и обратной реакций равна теплоте реакции = ДЯ- [c.228]

Энергия активации эндотермической (обратной) реакции больше энергии активации экзотермической обратной реакции на теплоту реакции, поэтому для эндотермических реакций [c.291]

Здесь l — концентрации веществ, участвующих в реакции Т — температура г — скорость реакции в единице объема пористого катализатора D , % — эффективные коэффициенты диффузии и теплопроводности в пористом зерне v — стехиометрический коэффициент -го вещества (v,- < О для исходных веществ и > О для продуктов реакции) h — теплота реакции V — оператор Лапласа g = С (Г), То= Т (Г) — концентрации реагентов и температура на внешней поверхности зерна oo, T a— значения соответствующих переменных в ядре потока, омывающего частицу катализатора Р,, а — коэффициенты массо- и теплопередачи из ядра потока к внешней поверхности зерна п — направление внешней нормали к поверхности Г. [c.131]

Сравнивая с уравнением изобары химической реакции, получим теплоту реакции, равной [c.219]

Теплоты адсорбции карбоний-ионов, обусловленные взаимодействием с противоионами (анионами) на поверхности катализатора, также должны уменьшаться с ростом радиуса иона. Так как при изомеризации карбоний-ионов их радиус практически не изменяется, можно считать, что теплоты реакций изомеризации не отличаются от приведенных для газофазных условий. Для всех других реакций карбоний-ионов большая теплота сольватации или адсорбции малых ионов должна приводить к соответствующему изменению тепловых эффектов. Так, распад ионов должен быть менее эндотермичен, чем по данным на стр. 166—167, и различие тем сильнее, чем меньше ион, образующийся при распаде. [c.171]

Для многих процессов смешения скорость реакции на холоду очень низка, но если реагенты нагреть, например, с 80 до 120 °С, то начнется экзотермическая реакция. Конечно, такие емкости нужно охлаждать для отвода теплоты реакции. Это может создать определенные проблемы для контроля. Например, если один из реагентов добавляется непрерывно, а емкость временно не охлаждается, то возрастание концентрации реагента может привести к такому выделению тепла за счет реакции во всем объеме, что это количество тепла выйдет за пределы возможностей системы охлаждения. Подобным же образом прекращение перемешивания, или отказ водяного охлаждения, или что-либо еще может привести к выходу реакции из-под контроля. [c.104]

Кроме основной протекает ряд побочных реакций. Выделяющаяся теплота реакции отводится в нижней части реактора кипящей водой, в верхней части — перегретым паром. Известны параметры входных потоков, требуется рассчитать параметры выходных потоков. [c.213]

Для органических соединений имеется возможность непосредственного определения теплоты сгорания. Любой углеводород, спирт, эфир и другие индивидуальные вещества легко сжечь до СО2 и жидкой Н2О. Получить же заданное индивидуальное соединение из простых веществ при прямом их взаимодействии в большинстве случаев нельзя, не говоря уже о трудностях измерения теплоты такого процесса. В связи с этим для органических реакций расчет теплот реакций по теплотам сгорания участвующих в реакции веществ получил широкое распространение. [c.15]

Большим, но неизбежным недостатком при расчете теплот химических реакций с помощью (1.22) является уменьшение относительной точности получаемых результатов по сравнению с точностью исходных данных. Кроме сложения ошибок, допущенных при измерении теплоты сгорания реагентов, здесь имеет значение то, что теплота реакции между реагентами почти всегда меньше (и обычно много меньше) теплот сгорания реагентов. Во многих случаях относительная ошибка полученной по уравнению (1.22) теплоты реакции равняется нескольким процентам, а для реакций, теплота которых невелика, например для реакции изомеризации, ошибка может доходить до многих десятков процентов. [c.18]

Для расчета А(5°г необходимо знать приведенные функции энергии Гиббса всех участников реакции и теплоту реакции при абсолютном нуле. Тогда [c.147]

АЯ при непременном условии Е — Е — АН — разность энергий активации прямой и обратной элементарной реакции равна теплоте реакции. [c.235]

Оба уравнения описывают реакцию получения аммиака, однако численные значения теплоты реакции и константы равновесия реакции по уравнению (165) отличаются от соответствующих значений уравнения (166). Пока еще не известно, являются ли вещества, стоящие в левой части уравнения, исходными веществами, а с правой — продуктами реакции. Задача термодинамического исследования как раз состоит в том, чтобы определить направление протекания реакции. При записи уравнений реакции можно использовать и дробные коэффициенты [уравнение (166)]. Однако, вообще говоря, в качестве коэффициентов всегда стремятся использовать минимальные целые числа, и уравнение реакции записывают таким образом, чтобы оно соответствовало самопроизвольному протеканию реакции слева направо. [c.206]

Расчет теплового эффекта произвольно выбранной реакции по теплотам образования участвующих в ней веществ основан на том, что исходные вещества и продукты реакции содержат одни и те же атомы и поэтому в принципе могут быть получены из одних и тех же простых веществ. Таким образом, любая реакция может быть заменена двумя последовательными реакциями разложение исходных веществ на простые и образование продуктов реакции из простых веществ. Тепловой эффект первой из этих реакций равен теплоте образования исходных веществ, взятой с обратным знаком. [c.54]

Этот принцип Бертло, названный им принципом максимальной работы и высказанный как общий закон, выполняется не во всех случаях. Во-первых, существуют реакции, которые действительно протекают сами собой с выделением теплоты (экзотермические реакции), но вместе с тем известны и реакции, которые также протекают сами собой, но сопровождаются поглощением теплоты (эндотермические реакции). Во-вторых, следуя этому принципу, мы должны были бы ожидать, что всякая экзотермическая реакция всегда должна осуществляться до конца между тем, как известно, все химические реакции обратимы н идут до наступления химического равновесия между исходными веществами и продуктами реакции. [c.164]

Итак, при химических реакциях происходит взаимное превращение внутренней энергии веществ, с одной стороны, и тепловой, лучистой, электрической или механической энергии, с другой. Реакции, протекающие с выделение.м энергии, называют экзотермическими, а реакции, при которых энергия поглощается, — эндотермическими. Часто энтальпию системы называют теплосодержанием, поскольку она равна теплоте изобарного процесса. Поскольку в экзотермической реакции теплота выделяется, то это происходит за счет уменьшения теплосодержания системы. Значит, энтальпия системы в конечном состоянии становится меньшей энтальпии системы в исходном состоянии, тогда АН = Я2 — Ях <0, Аналогичные рассуждения показывают, что в эндотермической реакции ЛЯ > 0. [c.173]

Например, теплоты реакций С+1/202 = СО и С+С02 = 2СО непосредственно измерить очень сложно, так как эти реакции в чистом виде осуществить нельзя. Однако с помощью закона Гесса их можно вычислить, зная теплоты реакций окисления окиси углерода и графита до СО2. Рассмотрим этот пример (значения ДЯ° даны для 298 К). [c.36]

Определение Е через теплоту реакции q (метод Поляни — Семенова). Энергию активации можно рассматривать как высоту потенциального барьера при пересечении двух потенциальных кривых, из которых одна относится к разрываемой, а другая—к образующейся связи. Чем больше теплота реакции, тем ниже точка пересечения, тем меньше (при прочих равных условиях) должна быть энергия активации. Для реакций радикального отрыва типа X + НВ—>ХН + В Н. Н. Семенов предложил эмпирическую фор ) мулу = 48 —0,25< (в кДж/моль), где — теплота экзотермической реакции. Для эндотермических реакций = 48 + 0,75< . [c.79]

Константы равновесия ряда реакций не могут быть экспериментально определены из-за весьма малых величин парциальных давлений (или концентраций) некоторых из компонентов. Однако их можно вычислить при помощи принципа комбинирования равновесий, аналогичного описанному в гл. I способу определения теплот реакций при помощи закона Гесса. Пусть, например, требуется определить Кр реакции [c.62]

Тепловой эффект химической реакции — это отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру исходных реагентов. Как правило, рассматривают тепловые эффекты реакций, протекающих при постоянном объеме (Су), или тепловые эффекты реакций, протекающих при постоянном давлении (Ор). Реакции с отрицательным тепловым эффектом, т. е, реакции, протекающие с выделением теплоты в окружающую среду, называют экзотермическими. Реакции с положительным тепловым эффектом, т. е. реакции, идущие с поглощением теплоты из окружающей среды, называют эндотермическими. [c.244]

Для количественного выражения химического сродства были предложены различные способы. Например, предлагалось выражать меру химического сродства скоростью химической реакции. Однако такой способ оказался неудачным, потому что скорость химических реакций зависит не только от состояния реагирующих веществ (концентрация, температура), но и от других причин, например, от присутствия катализаторов. Другое предложение, согласно которому мерой химического сродства является убыль внутренней энергии или энтальпии, т. е. теплота реакции, также оказалось неудачным, так как наряду с экзотермическими реакциями известно много самопроизвольно и энергично протекающих эндотермических реакций. Теперь, следуя предложению Вант-Гоффа (1884), за меру химического сродства между реагентами принимают максимальную работу реакций. Максимальная [c.110]

Закон Гесса. В 1836 г. русский академик Г. И. Гесс, измеряя теплоты различных реакций, открыл закон тепловой эффект реакции (при постоянном давлении) не зависит от пути реакции, т. е. от того, образуется ли продукт непосредственно из исходных веществ или через промежуточные соединения. Тепловой эффект (энтальпия реакции) определяется только природой и состоянием исходных веществ и образовавшихся продуктов. [c.24]

В начальном состоянии, внутренняя энергия которого имеется а молей реагента А и Ь молей реагента В. В конечном состоянии с внутренней энергией и образуется с молей продукта С и й молей продукта В. Рассматривается суммарная реакция. Теплота этой реакции при температуре Т — это тепловая энергия, которая выделяется или поглощается при взаимодействии реагентов А и В в сте-хиометрических пропорциях с образованием продуктов С и В реагенты и продукты реакции находятся при одной и той же температуре Т. [c.168]

Реакция образования аммиака сопровождается выделением теплоты (экзотермическая реакция). Тогда очевидно, что обратная реакция протекает с поглощением теплоты (эндотермическая реакция). Если повысить температуру системы, находящейся в равновесии, подводя к ней теплоту извне, то такое воздействие вызовет усилие того из направлений реакции, которое сопровождается поглощением теплоты, т. е. диссоциацию аммиака. Это [c.97]

Зная теплопотери колонны в окружающую среду, количество тепла, иодведениое с сырьем и выведенное с продуктом, можно определить тепло реакции. Теплота реакции гидрогенизации в пересчете на горючую массу, по отдельным определениям Каржева, Сильченко и Зардалишвили, колебалась от 425 до 474 ккал на 1 кг превращенного угля при глубине превращения 94,5%. В среднем теплота реакции ими принимается в 450 ккал/кг. [c.273]

Для определения путем расчетов температурного режима реактора необходимо знать величину реакц — теплоту эндотермической реакции каталитического крекинга. Опубликованные данные о численных значениях величины реакц немногочисленны. В одном из сообщений [231] приводятся следующие значения 9реакц в зависимости от глубины крекинга. [c.247]

Эта теплота реакции имеет значительно большее отрицательное значение, чем в реакции алкилирования бутана этиленом, и остается отрицательной до температуры 540°. Таким образом, для этой реакции имэются благоприятные термодинамические условия в широком интервале температур. Однако реакция эта обратима, и ири более высоких температурах обратимость реакции становится з аметной (это видно из табл. 1). Равновесие реакции может быть представлено приблизительно следующим уравнением [c.490]

Применение закона Гесса избавляет от проведения большого числа излищних экспериментов в термохимии (так называется раздел химии, посвященный теплотам реакций и энергетическим свойствам веществ). Совершенно не обязательно измерять и табулировать изменение энтальпии каждой возможной химической реакции. Например, если известны теплота испарения жидкой воды [уравнение (2-10)] и теплота разложения пероксида водорода с образованием жидкой воды [уравнение (2-9)], то совсем не обязательно измерять теплоту разложения пероксида водорода с образованием водяного пара эту величину гораздо проще получить путем вычислений. Если какая-либо интересующая нас реакция трудно поддается проведению в лабораторных условиях, нужно попытаться подобрать последовательность легче осуществляемых реакций, сумма которых дает необходимую реакцию. После измерения изменений энтальпии для всех индивидуальных реакций в такой последовательности можно просуммировать соответствующие изменения энтальпии подобно самим химическим уравнениям и найти теплоту труднопроводимой реакции. [c.92]

Нетрудно понять, что при таких вычислениях следует быть очень внимательными к знакам и коэффициентам. Чтобы не ощибиться, следует выписать отдельно каждое уравнение с соответствующей теплотой реакции в таком виде, чтобы сумма всех индивидуальных уравнений давала требуемую реакцию. Если все коэффициенты какого-либо уравнения умножены на произвольное число п, на это же число п должна быть умножена соответствующая теплота образования, а если используется обращенное уравнение реакции образования, то следует изменить знак перед табличной величиной АН. Когда индивидуальные уравнения суммируются для получения требуемой реакции, сумма индивидуальных теплот образования дает искомую теплоту реакции. [c.94]

Расчеты показали, что теплота реакции в значительной мере зависит от рабочих условий процесса и от глубины превращения сырья. Для гидроочистки при 300— 400° С тепловой эффект колеблется от 40 до 50 ккал1кг сырья, а при 450° С — температуре, характерной для гидрокрекинга,— от 70 до 120—130 ккал1кг (рис. 37). Для этих же случаев установлена зависимость между тепловым эффектом процесса и расходом водорода (рис. 38). Обращает на себя внимание некоторое снижение теплового эффекта реакций с увеличением глубины деструкции до 40% (см. рис. 37). Это связано с изменением соотнощений реакций расщепления и насыщения водородом в рассматриваемых условиях процесса. При, непрерывно увеличивающейся экзотермичности реакции [c.175]

Пример 16.2. Требуется поддерживать постоянную температуру реакционной смеси /г=—16°С. Реакция экзотермична, теплота реакции <7р = —400 кдлй на 1 кг сырья. Количество реакционной смеси = 6000 кг/ч, средняя теплоемкость этой смеси с = 2,18 кдж/(кг град) [0,52 ккал/(кг град)], температура смеси на входе е реактор <1=0° С массовая доля сырья в реакционной смеси а=0,5. Холодильный агент — пропан. Температура конденсации пропана (после компрессора) <=35 — 40° С температурный градиент между холодильным агентом и реакционной смесью Д/=5 —8°С. [c.477]

Следовательно, изменение энтальпии при превращении графита в алмаз АЯпревр = +0,453 ккал, т. е. оно сопровождается поглощением тепла. Обобщая этот результат, отметим, что теплота реакции может быть найдена как разность между теплотами сгорания исходных веществ и теплотами сгорания продуктов реакции или АЯреакции = А (ДЯсгораиия). Как и ранее, для записи этой разности используется символ А. Это правило, особенно ценное для органической химии, указывает на полезность составления таблиц теплот сгорания различных веществ. Такие таблицы отвечают общему требованию, по которому в таблицах должны фигурировать характеристики, относящиеся к веществам, а не к реакциям. Вместе с тем выбор для табулирования теплот сгорания имеет и существенные недостатки. В калориметрическом опыте далеко не всегда удается достичь одной и той же степени окисления продуктов сгорания. Измерения теплот сгорания получили значение в термохимии лишь вследствие относительной простоты соответствующих опытов, а не потому, что они дают более важные характеристики, чем теплоты других реакций. [c.22]