Za izračun standardne spremembe v entropiji kemijske reakcije a ,,5 ° je potrebno vedeti entropijo posameznih snovi. Za posamezne snovi, absolutna vrednost entropije, ki temelji na postulatih, imenovanih tretji start. Termodinamika: entropija popolnega kristala z absolutno ničlo temperature je nič. Potem, glede na znano toplotno zmogljivost snovi, je mogoče izračunati entropijo na dano temperaturo z enačbo
Entropija snovi se dosledno poveča pri premikanju od trdnega na tekočo in plinasto stanje, saj se toplota absorbira in motnja raste in raste. V kemijskih reakcijah se entropija poveča predvsem z naraščajočimi količinami plinov. Zato podpišite Sodišče Lahko definirate "na očesu". Glede na reakcijo
lahko se reče, NS proizvodnjo izračunov, ki jih je entropija mešanice med reakcijo pri konstantni temperaturi zmanjšuje, saj se 2 mol plina dobimo iz 3 mol.
Tabele termodinamične lastnosti snovi so veljavne standardna entropy.. Entropija 1 mol snov je 5 °, dpmolk), pod standardnimi pogoji (Dodatek 3).
Za kemično reakcijo se standardna sprememba v entropiji izračuna s formulo, podobno kot izračun , H ° Z zakonom HESS:
Tabele termodinamične lastnosti snovi vsebujejo tudi standardne vrednosti energetska sprememba GIBBS izobraževanje kompleksne snovi iz preprostih snovi, označene kot AJG °. Po teh podatkih se izračuna standardna sprememba energije GIBB iz kemične reakcije R g °:
Treba je izplačati dejstvo, da R g ° Nanaša se na en promet kemijske reakcije v sistemu v standardnem stanju. Ta koncept pomeni koncentracijo vseh snovi v raztopini 1 mol / l ali tlaka vsakega plina v zmesi 101,3 kPa. Sledi, da a , .G.spremembe kot reakcijski tokovi, saj se koncentracije snovi spremenijo. Preberite več Pojasniti v naslednjem poglavju.
Plačilo In g ° proizvajajo tako na vrednosti tabele a fG ° Snovi, ki so vključene v reakcijo in s predhodno izračunanimi vrednostmi , H °in d, ^, nato uporabljena formula (9.12), da spremenite energijo GIBBS:
Primer 9.8. Izračunajte na dva načina A R g ° Pri 298.15 K za reakcijo dušikovega oksida (P) s kisikom. Razpravljati o rezultatu.
Sklep. Napišite reakcijsko enačbo in poiščite potrebne tabelarne podatke.
Izračunajte spremembe funkcij stanja za to reakcijo:
Izračunajte spremembo energije GIBBS, vendar enačba (9.12), posvečajo pozornost na uporabo energetskih enot (entropija v J / K, Enthalpy v KJ):
Izračun A. R g ° Na dva načina je bilo praktično sovpada rezultatov. Ker se izračun izvede za standardno stanje, lahko rečemo, da je v standardnem stanju reakcija spontano. V tej reakciji je sprememba entropije negativna, ki jo je mogoče zaznati, tako da preprosto upoštevamo reakcijsko enačbo (glej zgoraj). Tukaj dejavnik Entropy ne prispeva k reakciji. Toda sprememba v Enthalpy se je izkazala tudi za negativno (eksotermno) in spodbujanje reakcije. V tem primeru energetski faktor nadzoruje smer reakcije, saj je absolutna vrednost D, H ° presegel pojem TA, .S °.
Primer 9.9. Obstaja reakcija 20 3 \u003d 30 2, za katero l,. // ° \u003d 285,8 kJ in d ,,5 ° \u003d \u003d 137,8 J / K. Katera od obeh reakcij je neposredna ali nazaj - je spontano?
Sklep. Iz zgoraj navedenih vrednot je očitno, da dejavniki energije in entropije prispevajo k pretoku neposredne reakcije. Za njo je negativna vrednost D ,,s ° očitna. Reach reakcija, i.e. Oblikovanje ozona, ne more iti spontano. Vendar pa je ozon oblikovan, ko je kisik obsevan z ultravijoličnimi žarki.
Primer 9.10. Reševanje natrijevega klorida v vodi, t.j. Postopek
zanj je značilna naslednje spremembe v funkciji statusa: D ,. // ° \u003d +3,8 kJ / mol, d , S ° \u003d +43 dzh.iol- k), d ,. ° \u003d -9.0 kJ / mol. Ocenite vlogo posameznih dejavnikov in približna vrednost topnosti.
Sklep. Tukaj samo faktor entropije prispeva k postopku raztapljanja. Uničenje kristalne strukture med raztapljanjem pomeni rast motenj. To je izraženo v povečanju entropije. Da bi ocenili topnost, je treba opozoriti, da se standardne vrednosti funkcij nanašajo na sistem v standardnem stanju. V tem primeru je ego raztopina natrijevega klorida s koncentracijo 1 mol / L in kristalov soli. Tako je raztapljanje natrijevega klorida spontano v eni polarni raztopini, topnost pa torej presega 1 mol / l.
V zaključku poglavja upoštevajte koncept termodinamična stabilnost Snovi. O stabilnosti ali nestabilnosti nekaterih snovi je treba pogosto govoriti, in ni vedno jasno, kaj je odpornost. Železna korozija pomeni, da je ta kovina nestabilna za delovanje vode in kisika. Sprostitev plina pri pitju sode v vreli vodi pomeni, da je ta sol razgrajena z vročo vodo. Ista sol in brez sodelovanja tekoče vode izpostavlja ogljikov dioksid in par vode, ko se segreje na 270 ° C.
V okviru termodinamične stabilnosti pomeni odpornost snovi v teh pogojih kot takih, t.j. Odsotnost transformacij, ki so spontano (značilne negativne vrednosti Arg) brez sodelovanja drugih snovi.
Natrijev klorid se ne bo spremenil v snov. To je termodinamično stabilna snov. Druga znana snov glukoze, od 6 h) 2 0 6, se lahko izpostavi različnim transformacijam, med katerimi, na primer, razgradnja na grafit in vodo:
Kot lahko vidite, ta preobrazba ima negativno vrednost R g °, In to bi moralo spontano. Zato je glukoza termodinamično nestabilna snov. Vprašanje, zakaj je vprašanje, za katerega se lahko shranjuje glukoza, se ne spremeni v druge snovi v CH. enajst.
Izračun Δ. G. Za kemijske procese se lahko izvedemo na dva načina. V prva metoda Odnos (4.3)
Razmislite kot primer izračuna δ G 0. Za reakcijo
Simbol "°" kot prej označuje standardno stanje vseh odzivnih udeležencev.
Znano je, da je standardni entalpy formacije vode enak
Uporaba vrednosti tabele standardne entropije reakcijskih udeležencev, izraženih v entropijskih enotah, e.e. (J / Mol K): \u003d 126 E.E;
izračunajte Kot 0, Uporaba enačbe (3.6):
Tako najdemo to
Nastala negativna vrednost pravi, da bi morala ta reakcija pod standardnimi pogoji iti od leve proti desni.
V na drugi način Izračun Δ. G. Kemične reakcije uporabljajo, da se ta velikost lahko izračuna z znanimi vrednostmi Δ G. Druge reakcije, kombinacija enačb, katerih nam daje reakcijsko enačbo, ki nas zanima (podobno izračunu toplotnih učinkov reakcije). Hkrati nadaljujemo z lastnosti te funkcije kot funkcija statusa: Upoštevamo δ G. neodvisno od poti procesa.
Za te namene najprimernejši za uporabo AG Izobraževalne reakcije (Δg O 6 P). Z reakcijami izobraževanja smo se seznanili, ko so študirali prvo posledico od prava ges. To vas spominjamo reakcije izobraževanja V termodinamiki se takšne reakcije upoštevajo, v katerih je 1 mol snovi v standardnem stanju pri tej temperaturi nastala iz preproste snovi v njihovem standardnem stanju pri isti temperaturi. Izobraževalne reakcije so pogosto hipotetične, t.j. Dejansko dejansko, ampak le ustrezna opredelitev zgoraj. Termodinamične tabele zagotavljajo spremembe v Gibbs Energija za izobraževalne reakcije pod standardnimi pogoji. ( Δ G ^) - Jasno je, da δ G ° 6 str Preproste snovi, ki so enake nič.
Uporaba Δg P, lahko izračunate standardno spremembo energije GIBBS ( Δ G 0) Vsaka kemijska reakcija. Ta vrednost je enaka razliki v standardnih energezijah GIBB za oblikovanje reakcijskih produktov in izhodnih materialov, ob upoštevanju stoichoometričnih koeficientov:
(4.4)
Na primer, izračunajte (Δ g °) pomembnega biokemičnega procesa - oksidacijska reakcija glukoze:
V bioloških sistemih se taka velika količina energije sprosti nemudoma in v majhnih delih v kompleksnemu številu kemijskih transformacij.
Izračunati spremembo energije GIBS reakcij pri temperaturah, ki se razlikujejo od standarda ( Δ G t) Potrebno je vedeti, najvišje ogrevanje udeležencev odziva v temperaturnem območju od 298 do T. Ocenjene razmerja se pridobijo na naslednji način:
Ker v skladu z enačbami (2.18a) in (3.7)
Podobno lahko dobite izraz odvisnosti δ F. Iz temperature:
(4.6)
Za praktično uporabo funkcij δ F. in δ. G. Koristno je poznati odgovore na naslednja vprašanja.
1. Kakšne so razlike med Δ F. in δ. G. Kemijske reakcije T. \u003d CONT?
Definicij δ. F. in δ. G. sledi
V reakcijah B. kondenzirani mediji (trdna in tekoča) Običajno je mogoče zanemariti spremembo volumna ( Δ V \u003d. 0). Potem
Če so vpletene reakcije gaza
in jih lahko preštete perfect.
T. 
Pri δ. V \u003d 0, ti. Ko je reakcija traja brez spreminjanja števila molov,
2. Katere sklepe se lahko izvedejo s pridobitvijo vrednot termodinamičnih meril za možnost spontanih procesov?
Če termodinamika daje negativen odgovor na vprašanje možnosti spontanega pretoka procesa (δ F\u003e. 0 ali δ. G \u003e. 0) to pomeni, da je proces nemogoče brez zunanje oskrbe z energijo. Postopek se lahko spontano uhaja samo v nasprotni smeri.
Če termodinamika daje pozitiven odgovor ( Δ F.< 0 ali δ. G.< 0), govori samo o možnosti postopka postopka. Toda pogosto v resničnih pogojih ta proces ne gre. Na primer, za reakcijo tvorbe C0 2 δ G. 0 \u003d -395,9 kJ / mol. Ampak grafit s kisikom pri 298 K in r. \u003d 1 ATM se ne reagira. Da bi postopek za nadaljevanje postopka, je treba ustvariti pogoje za povečanje hitrosti (združeni, katalizatorji itd.).
3. Ali je lahko postopek, če je δ F\u003e. 0 ali δ. G \u003e. 0?
Mogoče, vendar ne spontano. Za svoje gospodarstvo je potrebno porabiti energijo. Primer je proces fotosinteze, ki gre v rastline pod vplivom sončne energije. Drug primer je pretok reakcij, označenih s δ G. \u003e 0, ko jih konjugate z reakcijami, za katere a G. < 0. При этом сумма величин ΔG. Za vse faze postopka, vključno s konjugacijskimi reakcijami, negativnimi. Na primer, za sintezo glukoze in fruktoze saharoze:
Δ G 0. \u003d 21 KJ / MOL in zato neposreden odziv ne more spontano prenehati. Hkrati je znano, da se ta proces dogaja v organizmih. Reakcija konjugata v tem primeru je hidroliza adempfosfata (ATP) za oblikovanje ADF in fosforne kisline (F):
Konjugacija se izvaja z tvorbo kot vmesno spojino glukozo-1-fosfat. Reakcija je v dveh fazah:
1 - Stopnja: ATP + glukoza -\u003e glukoza-1-fosfat + ADP;
Δg 0 \u003d -29,4 kj / mol.
2 - I fazi: glukoza-1 - fosfat + fruktoza -> saharoza + f; AG 0 \u003d 0.
Ker je Δg aditivna vrednost, se skupni postopek lahko zapiše v obliki vsote dveh stopenj:
ATP + glukoza + fruktoza \u003d saharoza + adp + f; Δg 0 \u003d
29.4 KJ / MOL.
Tak sestavljanje je običajno za številne biološke reakcije.
V živih organizmih je energija, ki se sprosti v oksidaciji glukoze, ne takoj porabi za različne procese vitalne dejavnosti, in se uporablja v različnih spojinah, ki so bogate z energijo, kot so estri fosforne kisline (ATP, LDF, kreatin in arginin fosfati, itd .).
4. V kakšnih primerih . (ali δ. U)
V splošnem primeru je merilo spontanosti vrednost δ G. (ali δ. F) proces.
Od δ. G. = Δ H - TΔS. (ali δ. F \u003d Δu-tΔs), potem Δs. \u003d 0 (v poševalnih pogojih) δ G. = Δ N. (ali Δf \u003d δ U). V tem primeru δ N. (ali δ. U) To je merilo spanjanja procesa. Hkrati so eksotermne reakcije spontano prihajajo. ( Δ N.< 0, Δu. < 0).
5. V kakšnih primerih Δs. Ali je merilo spontanosti procesa?
Argumenti so podobni tistim, ki so navedeni v klavzuli 4.
Od δ. G. = Δ H - TΔS. (Or. Δf \u003d Δu-tΔs), Potem v odsotnosti toplotnih učinkov reakcij (And \u003d. 0, Δ U. = 0) Δ G. = -TΔS. (ali δ. F \u003d -tδs). V tem primeru Δs. To je merilo spanjanja procesa. Hkrati so procesi s povečanjem entropije spontano (Δs\u003e 0), t.e. Procese, povezane z razgradnjo snovi, njihovo uničenje, razčlenitev.
6. Kakšni so pogoji spontanega uhajanja eksotermnih reakcij ( Δ N. < 0, ΔU. < 0)?
Odločili smo se za identifikacijo izobaričnih pogojev za pretok eksotermnih reakcij: δ N.< G \u003d a. - TΔS.
Razmislite, kako se znak δ spremeni G. Pri različnih vrednostih ΔS:
- kaj če Δs\u003e 0, potem δ G. = Δ N. - TΔS.
- b) če. Δs \u003d. 0, potem δ G \u003d. Δ H - TΔS.
- c) če. Δs.
G \u003d. ΔΔ H - TΔS.
TΔS.
:
- | Δh |\u003e | tΔs |. Hkrati δ. G. 0. Postopek je spontano,
- | ΔH | \u003d | TΔS |. V tem primeru, ΔG \u003d 0. stanje ravnotežja,
- | ΔH | G \u003e. 0. Postopek ne gredo od leve proti desni.
Tako so eksotermne reakcije termodinamično prepovedane le s pomembnim zmanjšanjem entropije, na primer, v nekaterih procesih strukturiranja, oblikovanje dodatnih povezav itd.
Še en pomemben zaključek od teh obrazložitev: v izoliranih sistemih lahko procesi z zmanjšanjem entropije spontano gredo , Če jih spremlja pomemben toplotni učinek. To je še posebej pomembno za razumevanje možnosti spontanega zapleta sistemov, na primer, v procesu rasti živih organizmov. V tem primeru je lahko vir energije vse enake bogate energije fosforne kisline (ATP, ADP, kreatin in arginin fosfati itd.). Poleg tega je treba pri obravnavi realnih sistemov upoštevati, da so praktično nobene izolirane in možnosti oskrbe z energijo od zunaj.
7. Kakšni so pogoji spontanega pretoka endotermičnih reakcij ( Δ N \u003e. 0)?
Odločili smo se za identifikacijo izobaričnih pogojev za pretok endotermičnih reakcij: ΔH\u003e 0. V tem primeru je možnost spontanega pretoka reakcije določena z znakom Δ G \u003d. Δ H - TΔS.
Kot v prejšnjem primeru razmislite, kako se znak δ spremeni G. Pri različnih vrednostih ΔS:
- kaj če Δs\u003e
0, potem δ Od
= Δ H - TΔS.
lahko imajo različne znake, odvisno od absolutne vrednosti TΔS.
:
- Δ N. Hkrati δ. Od
- Δ H \u003d TΔS. Hkrati δ. G. \u003d 0. ravnotežno stanje,
- Δ N\u003e tss. Hkrati δ. C \u003e.
- b) če. Δs. \u003d 0, potem AC \u003d Δ N - TΔS\u003e 0. Postopek ne gre spontano od leve proti desni;
- c) če. Δs. 0, potem δ C \u003d. Δ N - TΔS\u003e 0. Postopek ne gre spontano od leve proti desni.
Tako lahko endotermne reakcije spontano le s precejšnjim povečanjem entropije v reakciji, na primer, v procesih razgradnje, degradacije, razčlenjevanja.
- 8. Kako se dvig temperature vpliva na Δ U,
Δ N,
Δ S,
Δ G.
in alkemične reakcije:
- a) odvisnost δ U. Temperaturo izraža enačba Kirchhoff (2.21a):
U. raste pri δ. c V \u003e. 0 in pade na δ c V.< 0. Z Δ. Su \u003d. 0 Magnitude δ. U. ni odvisna od temperature;
b) odvisnost δ N OT. Temperature izražajo enačba Kirchhoff (2.20a):
Z naraščajočo temperaturno vrednostjo δ N. Raste pri δ. s p\u003e 0 in daje na δ z R. < 0. При Δs p \u003d 0 Magnitude δ. N. ni odvisna od temperature;
c) odvisnost δ S. Temperatura je izražena z enačbo (3.8a):
S povečanjem temperature δ S. Raste pri δ. s p\u003e 0 in pade na Δc /;< 0. При Δz R. \u003d 0 Magnitude ΔS ni odvisna od temperature;
d) odvisnost Δf na temperaturi je izražena z enačbo (4.6)
Pogosto je mogoče zanemariti zadnjih dveh izrazov zaradi majhnega obsega v primerjavi s prvima dvema pogojevma:
Lahko približno sklepate, da se s povečanjem temperature Δf narašča pri δ S. < 0 и надает при ΔS \u003e. 0. Z Δ. S \u003d. 0 Magnitude δ. F ne. odvisna od temperature;
e) odvisnost δ G. Temperatura je izražena z enačbo (4.5a):
Pogosto je mogoče zanemariti zadnjih dveh pogojev zaradi njihove manjše velikosti v primerjavi s prvima dvema pogojem:
Lahko zaključite, da s povečanjem temperature δ G. Raste pri δ. S. < 0 и падает при ΔS \u003e. 0. Z Δ. S \u003d. 0 Magnitude δ. G. Ne odvisno od temperature.
Metodična navodila in nalog za nadzorno delo v kemiji: vzorci kemijskih procesov.
I. Metodična navodila.
Splošno.
Vzorci kemijskih procesov so predmet študija dveh odsekov kemije: kemična termodinamika in kemična kinetika.
Kemična termodinamika študira energetske učinke reakcij, njihovo smer in omejitve spontanega toka.
Predmet študije v kemični termodinamiki je termodinamični sistem (v prihodnosti, preprosto sistem) je kombinacija interakcijskih snovi, duševno ali dejansko ločenega od okolja.
Sistem je lahko v različnih državah. Stanje sistema se določi z numeričnimi vrednostmi termodinamičnih parametrov: temperatura, tlak, koncentracije snovi itd. Pri menjavi vrednosti vsaj enega od termodinamičnih parametrov, na primer, se pojavijo spremembe temperature. Spreminjanje stanja sistema se imenuje termodinamični postopek ali preprosto obdelajte.
Procesi lahko nadaljujejo z različnimi hitrostmi. Študija hitrosti procesov in dejavnikov, ki vplivajo nanje, se ukvarja z oddelkom kemije, ki se imenuje kemična kinetika.
Glede na pogoje prehoda sistema iz ene države v drugo, v kemični termodinamiki obstaja več vrst procesov, ki so najenostavnejši, ki so izotermični, ki tečejo na konstantni temperaturi (T \u003d CONT), izobaric, ki teče na a Stalni tlak (P \u003d CONST), ISOOHOR, s konstantnim volumnom (V \u003d CONT) in adiabatski, ki se izvede brez izmenjave ogrevanja med sistemom in okoljem (Q \u003d CONT). Najpogosteje se v kemični termodinamiki reakcije štejejo za izobaro-izotermalne (P \u003d CONST, T \u003d\u003d CONT) ali izotromalni izotermični (V \u003d CONST, T \u003d\u003d Const).
Najpogosteje v kemični termodinamiki, reakcije, ki izhajajo pod standardnimi pogoji, štejejo, t.j. S standardno temperaturo in standardno stanje vseh snovi. Temperatura 298K je standardna. Standardno stanje snovi je njegovo stanje pri tlaku 101,3 kPa. Če je snov v raztopini, se njegovo stanje vzame za standard pri koncentraciji 1 mol / l.
Predmet obravnavanja kemične termodinamike so procesi.Da bi označili procese, kemična termodinamika deluje s posebnimi vrednostmi, imenovanimi funkcijami države: U - notranja energija. H - EntalPy, S - Entropy, G - Gibbs Energija in F - Helmchots Energy. Kvantitativne značilnosti vsakega procesa so spremembe v funkcijah države, ki se določijo z metodami kemične termodinamike: R. U, r. H, r. S, r. G, r. F.
2. Termokemični izračuni.
(Naloge №1-20)
Termokemični izračun je določiti toplotni učinek reakcije (reakcijska toplota). Toplotna reakcija, imenovana količina namenske ali absorbirane toplote . Če se med reakcijo toplote sprosti, se taka reakcija imenuje eksotermna, če se vročina absorbira, se reakcija imenuje endotermična.
Številčna vrednost toplote reakcije je odvisna od metode njegovega ravnanja. V procesu izoklora, ki se izvaja
V \u003d Const. , toplotna reakcija qv \u003d
r. U, v izobaričnem procesu, ko
P \u003d.
SNST. Termalni učinek QP \u003d
r. H.
Tako je termokemični izračun, da se določi obseg spremembe ali notranje energije, ali Enthalpy med reakcijo. Ker velika večina reakcij nadaljuje z izobaričnimi pogoji (na primer, je vse reakcije v odprtih plovilih pod atmosferskim tlakom), pri izvajanju termokemičnih izračunov, je skoraj vedno izračunano RN. Če
r. N.< 0, то реакция экзотермическая, если же
r. N\u003e 0, potem je reakcija endotermna.
Termokemične izračune se proizvajajo z uporabo posledice Gessa : termični učinek reakcije je enak količini toplote (Enthalpy) tvorbe reakcijskih izdelkov, zmanjšana za količino toplote (Enthalpy) tvorbe reagentov.
Napišemo reakcijsko enačbo v splošni obliki: AA + BB \u003d SS + DD. Glede na posledico prava gess, se vročina reakcije določi s formulo:
r. H \u003d (Cr. N OBR, C + Dr. N ARRH, D) - (inr. H OBR, A + Br. N OBR, B) (2.1)
kje. N -toplota reakcije; RN OBR - toplota (Enthalpy) tvorbe, oziroma reakcijskih izdelkov C in D ter reagenti A in B; C, D, A, B - Koeficienti v reakcijski enačbi, ki se imenujejo stehiometrični in koeficienti.
Osnovne vrednosti v formuli (2.1) so toplota (entalpija) nastanka reagentov in izdelkov. Toplota (Enthalpy) tvorbe spojine se imenuje toplotni učinek reakcije, med katerim je 1 mol te spojine tvorjen iz preprostih snovi, ki se nahajajo v termodinamično stabilnih fazah in modifikacij 1) . Na primer, toplota za tvorbo vode v stanju hlapov je polovica toplote reakcije, izražene z enačbo: 2N 2 (g) + O2 (g) \u003d 2N 2 O (G). Dimenzija toplote izobraževanja je KJ / MOL.
V termokemičnih izračunih toplote reakcij, praviloma, so opredeljene za standardne pogoje, za katere formula (2.1) pridobi obrazec:
r. H ° 298 \u003d (zr. H ° 298, ARRH, C + Dr. H ° 298, ARR, D) - (inr. H ° 298, O6R, A + Br. H ° 298, ARR, C) (2.2)
kjer je RN ° 298 standardna toplota reakcije na KJ (standard velikosti je označena z zgornjim indeksom "O") pri temperaturi 298K. RN ° 298, ARR. - Standardna toplota (Enthalpy) tvorbe spojin je tudi pri temperaturi 298K. RN vrednosti ° 298, ARR. Opredeljeno za vse povezave in so tabelarni podatki. 2)
Primer 2.1. . Izračun standardnega toplotnega učinka reakcije, izraženo z enačbo: CASO 3 (T) \u003d CAO (T) + CO 2 (g).
V skladu s preiskavo prava Gess, napišite:
r. H 0 298 \u003d (r. H ° 298, ARR, z JSC +r. H ° 298, OBR.SO2) -r. H ° 298, OBR, SASO3
Zamenjava v vrednosti tabele, zabeležene vrednosti tabele standardne toplote s formulo spojin vodi do naslednjega rezultata:
r. H ° 298 \u003d ((-635,1)+ (-393,51)) - (-1206) = 177,39 kJ.
Kot je razvidno,r. H ° 298\u003e 0, ki označuje endotermični značaj te reakcije.
V termokemiji so toplotni učinki običajno označeni v reakcijskih enačbah.Tak enačbe z določenim toplotnim učinkom se imenujejo termokemijski.
Termokemična enačba obravnavanega reakcije se zabeleži:
SASO3 (T) \u003d Sao (T) + CO 2 (g); RN ° 298 \u003d 177,39 kJ.
Primer 2.2.Izračun standardne toplotne reakcije z izrazito enačbo:
4nh 3 (g) + 5o2 (g) \u003d 4no (g) + 6n 2 O (g).
Glede na posledico zakona Gess, napišite 3) :
rN ° 298 \u003d (4RN ° 298, ARR. N O + 6RN ° 298, OBR, H 2 O) - 4RN ° 298 , OB, NH 3
Zamenjava vrednosti tabele standardne toplote izobraževanja spojin, predstavljenih v formuli, dobimo:
rN ° 298. = (4(90,37) + 6(-241,84)) - 4 (-4b, 19)= - 904,8 kj. .
Negativna toplota reakcije označuje eksotermnost postopka.
Snemanje termokemične enačbe te reakcije
4nH3 (g) + 5o2 (g) \u003d 4no (g) + 6n 2 O (g); RN ° 298 \u003d - 904,8 kJ
_______________________________________________________________________________
1) Države snovi v reakcijskih enačbah so navedene z uporabo črkovnih indeksov: (K) - kristalinično, (t) - trdno, (g) - tekočina, (g) - plinasta, (p) - raztopljena.
2) Po definiciji, RN ° 298, ARR. Enostavne snovi so nič.
3) H ° 298, OB, O2 v formuli se ne pojavi zaradi enakosti nič.
Termokemični učinek v termokemijski enačbi se nanaša na količine snovi, ki jih kažejo stoichoometrični koeficienti. Torej, v obravnavanem primeru 2.2. Snemanje r H ° 298 \u003d - 904,8 kJpomeni, da je ta količina toplote označena, če 4 mole nnz s 5 milj O 2 Interact , kot rezultat, 4 moles št in 6 moles n 2 O. nastanejo. Če je število udeležencev v reakciji drugačno, drugi bo pomen toplotnega učinka.
Primer 2.3.Izračun toplote reakcije, obravnavanega v. Primer 2.2., Če:
a) 2 Molitev sodeluje v reakcijiO 2.;
B) V reakciji sodeluje 34 g. Nn s;
c) V reakciji se oblikuje 11,2 litra. Objava
Naj bo X neznan pomen toplotnega učinka, ki je iz naslednjih razmerjih:
a) Delež je rešen: 2/5= x (-904.8). Kjer je x \u003d 2 (-904,8) / 5= - 361.92 kJ.
b) po teži 1 MOL NH 3, ki je enak 17 g. (Masa 1 molitev v gramih je numerično enaka vsoti atomskih mas). Posledično je število NH 3 mole, ki sodelujejo pri reakciji, je:
p \u003d 34/17 \u003d 2. Glede na to smo sestavili razmerje: 2/4= x / (- 904.8).
Kjer je x \u003d 2 (-904,8) / 4= - 452,4 kJ.
(c) V skladu z Avogadroovim zakonom 1 mol katerega koli plina v normalnih pogojih zavzema 22,4-litrski volumen. Zato je število nobenih mogel, oblikovanih v reakciji, enako: \\ t
n \u003d 11.2 / 22.4= 0,5 . Pripravljamo delež: 0,5 / 4 \u003d x / (- 904,8). Kjer je H.= 0,5(-904,8)/4 = -113.1 kJ.
Toplotni učinki reakcij so seveda odvisni od pogojev njihovega toka, vendar je ta odvisnost slabo izražena. Pri temperaturnem območju in tlaku, ki ima praktično vrednost, sprememba obsega toplote reakcij praviloma ne presega 5%. Zato je v večini termokemičnih izračunih za vse pogoje, toplota reakcije jemlje enako standardnem toplotnem učinku.
GIBBS Energija kemijska reakcija.
(Naloge №21-40)
Energija reakcije GIBBS se imenuje sprememba energije GIBBSr. G, ko se kemična reakcija uhaja. Ker je energija GIBBS sistema C \u003d H-TS, se njena sprememba v postopku določi s formulo:
r. G. \u003d Rn -trs. (3.1)
kjer t - absolutna temperatura v Kelvinu.
Energija gibbs kemične reakcije označuje možnost njegovega spontanega pretoka pri stalnem tlaku in temperaturi pri P, T \u003d CONT). Če r. G.< 0, то реакция может протекать самопроизвольно, при r. G\u003e 0 spontani reakcijski pretok je nemogoče, če r. G \u003d 0, sistem je v stanju ravnovesja.
Za izračun moči reakcije GIBB s formulo (3.1), RN in RS sta ločeno definirana ločeno. Hkrati, v večini primerov, šibka odvisnost vrednosti spremembe v entalpiji RN in entropije Rs na pogoje reakcijskega toka, t.j. Uživajte v približevanju:
rn. = rN ° 298 in Rs \u003d Rs ° 298. (3.2)
Standardna toplotna moč reakcije RN ° 298 se določi z uporabo prava gess z enačbo (2.2), in standardno entropijo AA + BB reakcija Entropy \u003d SS + DD se izračuna s formulo:
rs ° 298 \u003d (CS ° 298, C + DS ° 298, D) - (AS ° 298, A + BS ° 298, B) (3.3)
kjer je Rs ° 298 vrednosti tabele absolutne standardne entropije spojin v J / (molk), in Rs ° 298 je standardna entropija reakcije v J / K.
Primer 3.1.Izračun energije Reakcije GIBBS, izražene z enačbo
4nh 3 (g) + 5o2 (g) = 4 Ne (g) + 6N 2 O (D)s tlakom 202,6 kPa in temperatura 500 ° C (773K).
V skladu s pogojem, reakcija nadaljuje s praktično resničnimi vrednostmi tlaka in temperature, na kateri je približek veljaven (3.2), t. .:
r. H 773 \u003d.r. N.° 298 \u003d - 904,8 kj.= - 904800 J. (glej primer 2.2). zvezekr. S. 773 \u003d R. S.° 298. Vrednost standardne entropije reakcije, izračunane s formulo (3.3), je:r. S ° 298 \u003d (4S ° 298, N 0 + 6S ° 298, H 20) - (4S ° 298, NH 3 + 5S ° 298, O2) \u003d (4 * 210,62 + 6 * 188.74) - (4 * 1O92, 5 + 5 * 205.03) \u003d 179,77J / K
Po zamenjavi vrednostir. H ° 298 inr. S ° 298 v formuli (3.1) dobimo:
r. G 773 \u003d.r. H773 - 773.r. S. 773 \u003d N.° 298. - 773 r. S.° 298. =
\u003d - 904800 - 773 * 179.77 \u003d 1043762 J \u003d - 1043,762 kJ
Posledica negativne vrednosti moči reakcije GIBBS G 773. Označuje, da se lahko ta reakcija v osnovnih pogojih spontano pojavi.
Če reakcija nadaljuje pod standardnimi pogoji pri temperaturi 298K, lahko izračun njegovega GIBBS energije (standardna reakcijska energija GIBBS) podoben podobno od izračuna standardne toplote reakcije v skladu s formulo, ki je za reakcijo, izraženo z EQUATION AA + BB \u003d SS + DD, ima obrazec:
r. G.° 298 \u003d (zr. G.° 298, Prihod, z+ Dr. G.° 298. Prof, d) - (ar. G.° 298. prof a + brg. ° 298 ,oBR, B. ) (3.4)
kjer je R. G.° 298. prof - izobraževanje standardnih GIBBS v KJ / MOL (vrednosti tabele) - energija reakcije GIBBS, v kateri je 1 mol te spojine tvorjena v standardnem stanju, iz preprostih snovi, tudi v standardnem stanju 4) , r. G.° 298 - Standardna energetska reakcija GIBB v KJ.
Primer3.2. Izračun standardne energije reakcije GIBB z enačbo:
4nh 3 + 5o 2 = 4 Objava + 6N 2 O.
V skladu s formulo (3. 4) Napišite 5):
rg. ° 298 = (4 r. G ° 298, NO + 6r. G ° 298, .h2o) -4r. G ° 29 8., NH3
Po zamenjavi vrednosti tabelr. G ° 298.Overse. Dobimo:
r. G ° 298.= (4(86, 69) + 6(-228, 76)) - 4 (-16, 64) = -184,56 kJ.
Po rezultatu, je razvidno, da na enak način kot v primeru 3.1, v skladu s standardnimi pogoji, ki se obravnava reakcija, se lahko pojavijo spontano.
S formulo (3.1) je mogoče določiti temperaturno območje spontanega reakcijskega toka. Ker je stanje spontanega reakcijskega toka negativnosti
RG (RG.< 0), определение области температур, в которой реакция может протекать самопроизвольно, сводится к решению относительно температуры неравенства (rН – ТrS) < 0.
Primer 3.3.Določanje temperaturnega območja spontanega dokazila o reakciji SAO 3 (t) = SAA (T) + z 2 (d).
Najtir. N I.r. S:
r. N \u003d.r. H ° 298 \u003d 177.39 kJ \u003d 177 390 J (glej primer 2.1)
r. S \u003d.r. S ° 298 \u003d (S ° 298. SAA +. S ° 298. Z 2 ) - S ° 298. CO3 \u003d (39,7 + 213.6) - 92.9 \u003d 160,4 J / K
Nameravamo vrednoter. N in.r. S v neenakosti in ga rešite glede na T:
177390 – T * 160.4.<0, или 177390 < Т * 160,4, или Т > 1106. To. Pri vseh temperaturah bo zagotovljena večja 1 106K. R. G In zato bo v tem temperaturnem območju možen spontan pretok obravnavanega odziva.
Kemična kinetika.
(Naloge številka 41 - 60)
Kot je bilo že ugotovljeno, kemijska kinetika je del kemije, preučevanje hitrosti reakcij in vpliv različnih dejavnikov na njih.
V homogenem (enofaznem) procesu reakcijskega pretoka v celotnem sistemu in njegova hitrost je značilna sprememba koncentracije kakršnega koli reagenta ali katerega koli izdelka na enoto časa. Povprečna hitrost CP \u003d ± RC / RT se razlikuje, kjer je RC sprememba v molarni koncentraciji za obdobje RT, in prava hitrost v času T, ki izhaja iz koncentracije s časom: V \u003d ± DC / DT . Hitrost vsake specifične reakcije v odsotnosti katalizatorja je odvisna od koncentracij reagentov in temperature . Hitrost heterogenih reakcij, ki se pojavljajo na vmesni površini odseka, je odvisna od vrednosti te površine.
_______________________________________________________________________________________
4) V skladu z opredelitvijo je standardni GIBBS energija oblikovanja enostavnih snovi nič.
5) R. G ° 298, O 2 V izrazu se ne pojavi glede na njegovo enakost nič.
Učinek koncentracij reagentov na reakcijsko stopnjo je določen z zakonodajo aktivnih mas: pri fiksni temperaturi je reakcijska hitrost sorazmerna z produktom koncentracij reagentov v stopinjah, ki so enaka steomikometričnim koeficientom. Za reakcijo AA + BB \u003d SS + DD Matematični izraz zakona aktivnih mas, ki se imenuje kinetična reakcijska enačba zabeleženo:
V \u003d kc a in z b b (4.1)
kje k - koeficient sorazmernosti, ki nosi ime konstante hitrosti, \\ tZ A in z B - Molarne koncentracije reagentov, A in B - njihovi stehiometrični koeficienti. Količina stopinj v kinetični enačbi se imenuje reakcijski nalog.
Primer 4.1.Kinetična reakcijska enačba 2N 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2N 2 O (D) je napisana:
V.\u003d KC H 2 2 C o2. Teoretični postopek za to reakcijo je tri.
V kinetičnih enačbah reakcij koncentracij snovi v kondenziranem stanju, zaradi njihovih invalidnosti niso navedene. Te stalne koncentracije so vključene v konstanto hitrosti.
Primer 4.2.Kinetična enačba heterogene reakcije, ki teče po enačbi 2c (T) + O2 (g) \u003d 2 (g) ima obrazec:V. = povojnica O2 - Prva naročilo.
V skladu z zakonodajo aktivnih mas se hitrost reakcije spreminja, ko se koncentracije reagentov spremenijo. *
Primer 4.3. Izračun sprememb v reakcijski stopnji 2N2 (g) + O 2 (g) \u003d 2N 2 O (G) z zmanjšanjem koncentracije vodika za 2-krat.
Po enačbi (4.1). Začetno reakcijsko hitrost V 1 \u003dkC H 2. 2 / C O2. in stopnja reakcije pri koncentraciji vodika je 2-krat manjša od razmerja:
V 2.\u003d K (s H 2 / 2) 2 Z O2. - na koncu imamo v 2/V 1.= 1/4, t.e. Reakcijska stopnja se zmanjša 4-krat.
V reakcijah s plini, ki spreminjajo koncentracije reagentov in s tem spreminjanje hitrosti najlažje, da spremenite glasnost sistema s spreminjanjem tlaka. V skladu z enačbo MendelEV - Klapairon, se količina plina zmanjšuje, in njena molarna koncentracija se v toliko krat poveča, dokler se tlak poveča.
Primer 4.4. Izračun sprememb v reakcijski stopnji 2N 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H20 (g) s povečanjem tlaka za 2-krat.
Reakcijska stopnja na povečanje tlaka V 1 \u003dkC H 2. 2 / C O2. - Z povečanje tlaka se 2-kratni volumen sistema zmanjša za 2-krat, v zvezi s katerim se koncentracija vsakega plina poveča za 2-krat in postane enaka vodik - 2 s H2, za kisik - 2c O2 - V novih pogojih bo reakcijska stopnja izražena s kinetično enačbo: V 2.\u003d K (2c H 2) 2 2 Z O2. - Razmerje hitrosti V 2/V 1.= 8, i.e. Zaradi povečanja tlaka se 2-kratna reakcija poveča 8-krat.
Odvisnost stopnje kemijskih reakcij na temperaturi je določena s pravilom Vant-Hoffa: s povečanjem temperature za vsakih 10 stopinj se hitrost večine kemijskih reakcij poveča od 2 do 4-krat. Skladno s tem, s takšnim zmanjšanjem temperature, se reakcija hitrost zmanjša na enakem številu. Matematično pravilo Vant.
Gooff je zabeležen:
V 2 \u003d. V 1 y. (T2 - T 1) / 10 ali K2 \u003d K 1 Y (T2 - T 1) / 10(4.2)
kjer je V2 in V I, K 2, K 1 - hitrost in konstante reakcijskih stopenj pri temperaturah T2 in T1 A y \u003d. 2 - 4 - temperaturni koeficient reakcije.
Primer4.5. Izračun hitrosti reakcije, katerega temperaturni koeficient je 3, z zmanjšanjem temperature za 30 stopinj.
V skladu z enačbo (4.2). Razmerje hitrosti V 2/V 1 \u003d S -30/10= 1/27. ti. Z zmanjšanjem temperature za 30 stopinj, stopnja reakcije zmanjšuje 27-krat.
Kemijsko ravnovesje.
(Naloge №61-80)
Kemijsko ravnotežje je vzpostavljeno v reverzibilnih reakcijah -v reakcijah, ki lahko nadaljujejo tako v neposredni in v nasprotni smeri. Če je reakcija AA + BB CC + DD) reverzibilna, to pomeni, da se reagenti A in C lahko spremenijo v izdelke C in D (Neposredna reakcija), izdelki C in D pa se lahko reagirajo, \\ t Začetne snovi. A in B (Reach reakcija). Termodinamično stanje kemičnega ravnovesja je nespremenljivost energije GIBBS reakcije, tj.r. G \u003d 0, in kinetično stanje ravnotežja je enakost hitrosti neposrednega (V1) in reakcijo vzvratno (V 2): V 1 \u003d V 2
Ker v stanju kemijskega ravnovesja in naravnost, in obratni reakcijski tokovi z enakimi hitrostmi, se koncentracije reagentov in izdelkov v času ne spreminjajo. Te ne spreminjajte časovne koncentracije se imenujejo ravnotežje. Koncentracije ravnotežja, v nasprotju z neindustrijo, ki se spreminjajo med reakcijo, so narejene na poseben način, in sicer formula snovi, ki je zaprta v kvadratnih oklepajih. Na primer, zapisi [H 2], pomeni, da govorimo o koncentracijah ravnovesja vodika in amoniaka.
Pri dani temperaturi je razmerje med ravnotežnimi koncentracijami reagentov in izdelkov, je vrednost konstanta in značilna za vsako reakcijo. To razmerje je kvantitativno značilno z vrednostjo CU Chemical EqualIlibrium konstanta, ki je enaka razmerju proizvoda ravnotežnih koncentracij izdelkov za proizvodnja ravnotežnih koncentracij reagentov, postavljenimi na stopnje, ki so enake njihovim stehiometričnim koeficientom. Za reverzibilno reakcijo AA + BB Ó CC + DD, ima izraz COP v obliki:
KS \u003d ([C1 C [D] D) / ([A] A [B] B) (5.1)
Primer 5.1. Izražanje kemijskega ravnovesja konstantnega reverzibilnega homogenega reakcije N 2 (g) + Zn 2 (g)ó 2NH 3 (D)
V skladu s formulo (5.1) se zabeleži kemijska ravnovesja konstanta reakcije, ki jo obravnavamo: KC \u003d [NNP] 2 / ([H 2] 3).
Kot v kinetičnih reakcijskih enačbah, v izrazih stalne koncentracije ravnovesja snovi v zgoščenem stanju, zaradi njihove stalne koncentracije, niso zabeležene.
Primer5.2. Izraz kemijskega ravnotežnega reverzibilnega reakcije FE 3 0 4 (T) + 4CO (G)ó ZFE (T) + 4CO2 (g).
Kemijska ravnovesja konstanta te reakcije, ob upoštevanju zgoraj navedenega, je napisana: KC \u003d [CO2] 4 / [CO] 4.
Za reakcije, ki vključujejo pline, se lahko kemijska ravnovesja konstanta izrazi ne le z ravnotežnimi koncentracijami, temveč tudi z ravnotežno delnim tlakom plinov 6) . . V tem primeru je simbol ravnotežja konstanta "K" indeksiran ne s simbolom koncentracije "C", ampak simbol tlaka "P".
Primer 5.3. Kemijsko ravnotežno konstantno heterogeno reverzibilno reakcijo FE 3 0 4 (T) + 4CO (G)ó ZFE (T) + 4CO2 (g), izražena z ravnotežnim delnim tlakom plinov v mešanici ravnotežnega plina.
Zaradi zamenjave ravnotežnih koncentracij z delnimi plini z ravnotežno delnimi plini dobimo naslednji izraz kemijskega ravnotežja konstanta: KR \u003d RSO 2 4 / RSO 4, kjer je RSO 2 in RSO oziroma delni tlak ogljikovega dioksida CO 2, monooksid CO.
Ker je delni tlak plina in njegovo koncentracijo medsebojno povezan z razmerjem R I \u003d C I Rt, kjer je PI in C I, oziroma delni tlak in koncentracija I-TH plina, COP in Kirgiške republike, nato pa , so povezane med seboj z enostavnim razmerjem.:
KR \u003d KS (R) R. N.(5.2)
kjer je RN razlika med vsoto stehiometričnih koeficientov reakcijskih produktov in vsoto stehiometričnih koeficientov reagentov.
Primer 5.4.Odnos reverzibilne reakcije CR in CS, ki ga je izrazila enačba:
N2 (g) + zn 2 (g)ó 2NH 3 (D)
Pišemo izraze CR in KS: KR \u003d P NH 3 2 / P N 2 PH 2 3);
Sodiščer. n \u003d 2 - (1 + 3) = -2, nato v skladu z (5.2) kr \u003d KC (R) -2 ali drugače KC \u003d KR (R) 2.
________________________________________________________________________________
6) Delni tlak plina v plinu mešanico je del celotnega tlaka zmesi, ki prihaja na delež tega plina.
Numerična vrednost ravnotežne konstante kirgiške republike se zlahka določi s termodinamično s formulo:
rGº T \u003d -2, RT LGKR (5.3)
kjer je RGº T standardni GIBBS energija reakcije pri temperaturi T, izračunana s formulo (3.1) ali (3.4).
Formula (5.3) se uporablja za izračun ravnotežnih konstant reakcij, ki se pojavijo s plini. Če je potrebno, z uporabo odnos (5.2), za to vrsto reakcij, lahko izračunate vrednost policaja.
Primer5.5. Izračun stalne konstante reakcije SASOZ (T)ó Sao (T) + CO2 (G) pri temperaturi 500 ° C (773K).
Ker je eden od udeležencev v reverzibilni reakciji (CO 2) plin, za izračun ravnotežje konstante, uporabljamo formulo (5.3), da izračunamo ravnotežno konstanto. Ker temperatura ni standardna, R. G 0 773 Določite s formulo (3. 1):r. G 0 773 \u003d H ° 773 - 773r. 773. Potrebno je določiti G 0 773 vrednosti n є 773 inr. S 773 Vzemite iz prej veljavnega primera (3.3), in sicer:r. H 0 773 \u003dr. H 0 298 \u003d 177390 J in S ° 773\u003d R. S ° 298 \u003d 160,4 J / K. V skladu s tem te vrednostir. G 0 773 \u003d 177390 -773 773 160,4 \u003d 53401 J. Naprej po formuli (5.3) dobimo: LGKR \u003d -r. G ° 773 / (2, ZRT) \u003d -53401 / (2.3 * 8,314 * 773) \u003d -3,6.
Zapišemo izraz ravnotežnega konstanta 7) in njegovo numerično vrednost: KR \u003d RSO 2 \u003d 10 -3.6. Takšna majhna vrednost CC kaže, da v osnovnih pogojih neposredni odziv praktično ne nadaljuje (primerjava ta proizvodnja z rezultatom izračuna v primeru (3. 3).
Iz obravnavanega primera (5.5) izhaja, da numerična vrednost konstanta kemijske ravnotežje označuje stopnjo pretvorbe reagentov v izdelke: Če KR (COP) \u003e\u003e 1, izdelki prevladujejo v ravnotežnem sistemu, to. Reverzibilna reakcija je večinoma v smeri naprej in nasprotno, če je Kirgiška republika (COP)<<1, более выраженной является обратная реакция и степень превращения реагентов в продукты невелика.
© 2015-2019 Stran
Vse pravice pripadajo svojim avtorjem. Ta spletna stran se ne pretvarja, da avtorstvo, vendar zagotavlja brezplačno uporabo.
Page Ustvarjanje Datum: 2016-08-20
Spontani tok izobaro-izotermičnega procesa določata dva dejavnika: Enthalpy, povezana z zmanjšanjem Enthalpy sistema (Δ H.) in entropija T.Δ S.zaradi povečanja motnje v sistemu zaradi rasti njegove entropije. Razlika med temi termodinamičnimi dejavniki je funkcija sistemskega stanja, ki se imenuje izobaro-izotermični potencial ali svobodna energija GIBBS ( G., KJ):
Pri δ. G. G \u003d 0, na kateri prihaja ravnotežno stanje reverzibilnega postopka; Δ. G. \u003e 0 Označuje, da je proces termodinamično zavrnjen (sl. 4.4).
Slika 4.4. Spreminjanje energije Gibbs: A - reverzibilni proces; B - nepopravljiv proces. |
Obnova enačbe (4.2) kot δ H. = Δ G. + T.Δ S., Dobimo, da je Enthalpy od reakcije vključuje brezplačno energijo Gibbs in "Ne-Free" Energy δ S. · T.. Gibbs Energy, ki je zmanjšanje izobarika ( Str. \u003d CONT) Potencial je enak največjem koristnemu delu. Zmanjšanje s potek kemičnega procesa, δ G. doseže minimum v času ravnovesja (Δ G. \u003d 0). Drugi izraz δ. S. · T. (Faktor entropije) predstavlja ta del energije sistema, ki pri tej temperaturi ni mogoče spremeniti. Ta povezana energija je sposobna le razpršiti v okolje v obliki toplote (rast kaotike sistema).
Torej, v kemijskih procesih ob istem času, je oskrba z energijo sistema (Enthalpy faktor) in stopnja njegove motnje (Entropy Factor, ki ne izvaja Energet), se spremeni.
Analiza enačbe (4.2) vam omogoča, da ugotovite, kateri od dejavnikov, ki sestavljajo energijo GIBBS, je odgovoren za smer pretoka kemijske reakcije, Enthalpy (δ H.) ali entropijo (δ S. · T.).
- Če Δ. H. S\u003e 0, vedno δ G.
- Če Δ. H. \u003e 0 in δ S. G\u003e 0 in reakcija z absorpcijo toplote in zmanjšanje entropije je v nobenem primeru nemogoče.
- V drugih primerih (δ H. S h\u003e 0, δ S. \u003e 0) znak δ G. odvisno od odnosa δ H. in T.Δ S.. Reakcija je možna, če jo spremlja znižanje izobaričnega potenciala; Pri sobni temperaturi, ko je vrednost T. Običajno vrednost T.Δ S. Tudi majhna, in ponavadi spreminja več Enthalpy T.Δ S.. Zato je večina reakcij pri sobni temperaturi eksotermna. Višja je temperatura, bolj T.Δ S.in celo endotermne reakcije se izvajajo.
Te štiri primere ponazarjamo z ustreznimi reakcijami:
Δ H.
Δ S. > 0 |
C 2H 5-O - C 2H 5 + 6O 2 \u003d 4CO 2 + 5H 2O |
|
Δ H. > 0 |
reakcija ni mogoča |
|
Δ H. Δ S. Δ G. > 0, Δ G. |
N 2 + 3H2 \u003d 2NH 3 (možna pri nizkih temperaturah) |
|
Δ H. > 0 |
N 2o 4 (g) \u003d 2N02 (g) (možno pri visoki temperaturi). |
Za oceno znaka Δ G. Reakcija je pomembno poznati vrednosti δ H. in δ. S. Najbolj tipične procese. Δ. H. Oblikovanje kompleksnih snovi in \u200b\u200bδ H. Reakcije ležijo znotraj 80-800 kJ ∙. Enthalpy reakcije izgorevanja je vedno negativna in je na tisoče KJ ∙. Entalpy faznih prehodov je običajno manjša od entalpy tvorbe in kemijska reakcija Δ - TENS KJ ∙, Δ in δ 5-25 kJ.
Odvisnost. H. Temperatura je izražena z razmerjem Δ H T. = Δ H. ° + Δ C P. · Δ T.kjer je δ. C P. - Spremenite toplotno zmogljivost sistema. Če v temperaturnem območju 298 K - T reagenti ne opravijo faznih transformacij, nato δ C P. \u003d 0, in za izračune lahko uporabite vrednosti δ H. °.
Entropija posameznih snovi je vedno večja od nič in sega od TEN na stotine J ∙ MOL -1K -1 (tabela 4.1). Znak Δ. G. Določa smer realnega procesa. Vendar pa je treba oceniti izvedljivost procesa, ki običajno uporablja vrednosti standardne energije GIBBS Δ G. °. Vrednost je δ. G. ° ni mogoče uporabiti kot merilo verjetnosti v endotermnih procesih s pomembnim povečanjem entropije (fazni prehodi, reakcije termične razgradnje, da oblikujejo plinaste snovi itd.). Takšni postopki se lahko izvedejo zaradi faktorja entropije
Naloge in preskusi na temo "Kemična termodinamika. Gibbs Energy"
- Kemični elementi. Kemični elementi znaki - začetne kemijske koncepte in teoretične predstavitve 8-9 razred
Lekcije: 3 Naloge: 9 Testi: 1
Spontani potek izobaro-izotermalnega postopka določata dva dejavnika: Enthalpy, povezana z zmanjšanjem entalpy sistema (ΔH), in entropije T Δs, zaradi povečanja motnje v sistemu zaradi rasti njegove entropije. Razlika med temi termodinamičnimi dejavniki je funkcija sistema sistema, imenovanega izobaro-izotermičnega potenciala ali proste energije. Gibbs. (G, kj): Δg \u003d Δh-t Δs
Pri δg.< 0 реакция термодинамически разрешена и система стремится к достижению условия ΔG = 0, при котором наступает равновесное состояние обратимого процесса; ΔG > 0 Označuje, da je proces termodinamično prepovedan.
· Če ΔH.< 0 и ΔS > 0, vedno Δg< 0 и реакция возможна при любой температуре.
· Če ΔH\u003e 0 in Δs< 0, то всегда ΔG > 0, in reakcija z absorpcijo toplote in zmanjšanje entropije je v nobenem primeru nemogoča.
· V drugih primerih (ΔH< 0, ΔS < 0 и ΔH > 0, Δs\u003e 0) znak ΔG je odvisen od razmerja ΔH in TSS. Reakcija je možna, če jo spremlja znižanje izobaričnega potenciala; Pri sobni temperaturi, ko je T majhna, je vrednost TΔS tudi majhna, in običajno spreminja Enthalpy je večja od TΔS. Zato je večina reakcij pri sobni temperaturi eksotermna. Višja je temperatura, večja TΔS in celo endotermne reakcije se izvajajo.
17. Učinek temperature. V vsaki reverzibilni reakciji ena od smeri ustreza eksotermnem procesu, druga pa je endotermna.
Neposredna reakcija je eksotermna, obračalna reakcija pa je endotermna. Učinek sprememb temperature na položaju kemijskega ravnovesja veljajo naslednja pravila:
S povečanjem temperature se kemijsko ravnotežje premakne v smeri endotermične reakcije, z zmanjšanjem temperature - v smeri eksotermne reakcije.
18. Razlikovati homogene in heterogene sisteme. Homogenaimenuje se sistem, ki je sestavljen iz ene faze. Heterogena - Sistem, sestavljen iz več faz. Faza se imenuje del sistema, ločen od drugih delov njegovega dela odseka, ko preklapljate, skozi katere lastnosti sistema spremenijo skok.
Homogena hitrost Reakcijo se določi s količino snovi, ki reagirajo ali oblikovane med reakcijo na enoto časa v enoti prostornine sistema.
Hitrost heterogena Reakcijo se določi z količino snovi, ki doseže reakcijo ali oblikovana med reakcijo na enoto časa na enoto površine faze.
Speed \u200b\u200bConstant. Reakcije K so odvisne od narave reakcijskih snovi in \u200b\u200bna temperaturi, vendar ni odvisna od njihove koncentracije.
Reakcijska stopnja je vedno pozitivna, zato se izvedeni derivat začetnih koncentracij posname z minus znak, reakcijski izdelki pa so z plus znak.
Postopek za reakcijo. Postopek reakcije je empirična vrednost, ki je enaka količini stopinj, s katerimi so koncentracije reagentov vključene v ekspresijo za reakcijsko hitrost.
Reakcije prvega reda. Če je stopnja reakcije odvisna od koncentracije samo enega reagenta do prve stopnje, se izraz za hitrost prikazuje
Ta reakcija pravi, da je odziv prvega reda.
Ena od sprememb v reakcijski stopnji je katalizator. Katalizator spreminja pot, do katere poteka popolna reakcija. Povečanje hitrosti je povezano z zmanjšanjem energije GIBBS.
Od teh treh stopenj je najpočasnejša prva. Zato je, da določa hitrost celotne reakcije (je omejitev stopnja).
Če omejevalna faza ni mogoče jasno dodeliti, so lahko naročila reakcij delna ali negativna.
Sestoji iz treh stopenj:
1) nad ogljikovim kisikom
2) Kemična reakcija na vrhu ogljika
3) Odstranitev izdelka
Vse 3 faze prehajajo z različnimi hitrostmi.
Energija te faze ni velika. Ta postopek je določen s prenosom snovi (kisik na površino ogljika). In hitrost tega procesa se določi s stopnjo prenosa snovi.
Stopnja se določi s hitrostjo pretočne kemijske reakcije in se imenuje omejevalna faza.
Po konstantni temperaturi je stopnja kemijske proizvodnje sorazmerna z izdelkom kemikalij. Reaktivne snovi.
19 . Naloženapostopek se imenuje ravnotežni proces, ki se v neposrednih in obratni smeri teče skozi enake vmesne države, in sistem sama vrne v prvotno stanje.
Nepopravljivoimenuje se proces, ki ga ni mogoče izvesti v nasprotni smeri skozi vse enake vmesne države. Vsi resnični procesi so nepopravljivi. Primeri nepopravljivih procesov: difuzija, toplotna difuzija, toplotna prevodnost, viskozni tečaj itd. Prehod kinetične energije makroskopskega gibanja skozi trenje v toploto, to je v notranji energiji sistema, je nepopravljiv proces.
Mnogi procesi potekajo v neposrednem in reverzibilnem stanju. Z neposrednimi promocijami dELTA N.
V določenem trenutku sta oba dejavnika uravnotežena, pojavi se trenutek kemijskega ravnovesja.
V ravnotežnem sistemu se začetne snovi in \u200b\u200bizdelki pojavijo hkrati.
Kemijsko ravnotežno konstanto. Enakost homogena:
2Na 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2NO 3 (g)
V 1 \u003d K 1 2
V2 \u003d K 2 2 V 1 / V2 \u003d K C - ravnotežni sistem K 1 2 \u003d K 2 2 K 1 / K 2 \u003d K C
20. . Princip La Chateel: Če je sistem, ki se nahaja v ravnovesju, izpostavljen zunanjim vplivom, se ravnotežje premakne v to smer, kar prispeva k slabitvi tega vpliva. S povečanjem temperature se kemijsko ravnotežje premakne v smeri endotermične reakcije, z zmanjšanjem temperature - v smeri eksotermne reakcije. S povečanjem pritiska se ravnotežje premakne v smeri, v kateri se skupno število plinov zmanjša in obratno. S povečanjem koncentracije ene od začetnih snovi se ravnotežje premakne na oblikovanje reakcijskih produktov. S povečanjem koncentracije AI enega od reakcijskih produktov se ravnotežje premakne v smeri tvorbe izvornih snovi.
4cl (g) + O2 (g) \u003d 2cd2 (g) + 2n2o (g) ΔH\u003e 0
Ravnotežje sistema se premakne na proizvode, ko: zmanjšanje temperature, s povečanjem tlaka, s povečanjem koncentracije izvornih izdelkov.
21. Večinoma reakcije v naravi se pojavljajo v rešitvah, ki imajo drugačno sestavo in strukturo. Rešitve so posebna vrsta mešanic kemikalij. Glavni znaki rešitev so homogenost in odpornost skozi čas.
Resnične rešitve so homogene, termodinamične, stabilne sisteme, ki so sestavljene iz raztopljene snovi in \u200b\u200btopila, pa tudi proizvode med interakcijo. Rešitev je vedno sestavljena iz 2 ali več komponent.
Topilo je sestavni del, katerega fazna država se med raztapljanjem ne spremeni. Glavno topilo je voda.
V zvezi z vodo se razlikujejo hidrofilne in hidrofobne snovi.
Z agregatno stanje se rešitve uvrščajo na:
plinasto;
tekočina;
tRD.
S sestavljanjem kakovosti so rešitve razdeljene na:
koncentriranorazredčeno;
nasičen (ravnotežje, termodinamični, majhni odporni sistemi največje (mejno) raztapljanje brez padavin);
preobremenjen (Raztopljena snov spada v oborino);
nenasičen(Snov se lahko še razpusti).
diffusion. - To je spontani proces prenosa delcev raztopljene snovi in \u200b\u200btopila v gradient koncentracije raztopljene snovi, ki vodi do poravnave koncentracij delcev in njihove hitrosti.
Vzrok: Želja sistema do največje endopije. Kljub kaotični naravi toplotnega gibanja delcev v sistemu je difuzija delcev kot rezultat tega gibanja vedno usmerjena iz večje koncentracije na manjše. Usmerjena difuzija znakov je, dokler ni razlik v koncentraciji delcev v ločenih delih sistema. Po izenačevanju koncentracije delcev, obstajajo poravnave in hitrosti njihove difuzije v različnih smereh.
Količina snovi, ki se prenaša z difuzijo prek ene površine na enoto časa, se imenuje stopnja difuzije. Stopnja difuzije je neposredno sorazmerna s temperaturo in razliko v koncentracijah na obeh straneh površine, skozi katero se izvede difuzija. Hkrati je stopnja difuzije obratno sorazmerna z viskoznostjo medija in velikosti delcev.
Osmotski tlak (π) imenovano odvečni hidrostatični tlak, ki je posledica osmoze in ki vodi do poravnave hitrosti medsebojnega penetracije topil molekul skozi membrano z volilno prepustnostjo.
Pri osmozi se molekula topila prednostno giblje skozi membrano v smeri, kjer je koncentracija delcev snovi večja, koncentracija topila pa je manjša. Z drugimi besedami, kot posledica osmoze, se topilo absorbira v del sistema, kjer je koncentracija delcev snovi večja. Če je osmotski tlak v raztopinah enak, se imenujejo izotonični in med njimi se pojavi v resnično ravnotežni izmenjavi topila. V primeru stika z dvema raztopinama z različnim osmotskim pritiskom se hipertenzivna raztopina imenuje ena, v kateri je osmotski tlak večji, in hipotonska raztopina z manjšim osmotskim tlakom. Hipertenzivna raztopina je zanič topila iz hipotonske raztopine, ki si prizadeva za poravnavo koncentracije snovi z prerazporeditvijo topila med kontaktnimi rešitvami.
Parni tlak, v katerem se pojavi dinamično ravnovesje pod pogoji določene temperature, označen z enakostjo hitrosti izhlapevanja in kondenzacije tekočine, se imenuje tlak nasičene pare.
relativno zmanjšanje tlaka topila pare nad raztopino je enako molski frakciji raztopljene snovi, tj. Razmerje med številom mogel raztopljenega snovi do skupnega števila molov raztopljene snovi in \u200b\u200btopila (i Raul je zakon)
22 .Vrelo rešitev Ena molitvena snov v 1000 g topila, in se pogosto imenuje molekularno povečanje vrelišča. V resnici enačba preneha biti pravilna pri visokih koncentracijah raztopljenih snovi, saj razredčene raztopine temeljijo na podlagi te enačbe.
Tekočina vre pri temperaturi, pri kateri tlak nasičenega para tekočine postane enak zunanjemu tlaku. Ker je tlak nasičenih par raztopin nehlapnih ali mladih starostnih snovi manjši od tlaka nasičenega parka topila, te raztopine kuhamo pri višji temperaturi kot topilo. Za razredčene rešitve takih snovi je Raoul ugotovila, da je povečanje vrelišča raztopine ΔT. \u003d T - T0 je sorazmerna s svojimi palicami:
Δtk. \u003d · M.
Fluid Frozen. Pri tej temperaturi, na kateri je tlak nasičene pare nad njim enak kot nad kristali te snovi. Ker je tlak nasičenega para topila nad raztopino vedno manj kot nad čisto topilo, bo razredčena raztopina zamrznela pri nižji temperaturi kot topilo. Temperatura zamrzovanja raztopine šteje za temperaturo, na kateri se prvi kristali čistega topila začnejo izolirati med hlajenjem. Za takšne rešitve je Raul ugotovil, da je zmanjšanje temperature zamrzovanja raztopine ΔTZ. \u003d T0 - T (T0 - Temperatura zamrzovanja topila, T je temperatura zamrzovanja raztopine) v sorazmerju s svojimi palicami (1 mol v 1000 g topila):
Δtz \u003d k · m,
23 .Elektrolit Imenujejo se snovi, ki se ločijo v vodi, drugih polarnih tekočinah ali se topi na ioni in lahko izvajajo električni tok. Razvolitev snovi na ioni se imenuje elektrolitska disociacija. Trenutni prenos v raztopinah in taline se izvaja z ioni, zato so za razliko od elektronskih vodnikov, imenovanih ionski dirigent ali druge vrste razpade. Elektroliti vključujejo soli, kisline, baze.
Značilnosti rešitev elektroliti. Na voljo so tudi raztopine elektrolitov, razen sposobnosti izvajanja električnih tokov in drugih funkcij. Zlasti v raztopinah elektrolitov so opazili odstopanja od zakonov Raula in Vant-Goff
Rešitve elektrolitov so vsebovane v opaznih koncentracijah ionov in anih, ki izhajajo iz elektrolitskega disociacije raztopljenih molekul snovi. Topilo (čisto ali mešano) se običajno ne raztopi v nobeno pomembno stopnjo. Rešitve elektrolitov E. Lahko prenesete elektriko. Trenutno in pripadajo drugim vodnikom. Zaradi povečanja skupnega števila delcev so konjicionalne lastnosti neskončno razredčenih raztopin elektrolitov e. (i.e., lastnosti, odvisno od koncentracije raztopljene snovi, vendar ne iz njegove narave) bistveno razlikujejo od istih lastnosti neelektrolitskih raztopin. To zlasti pojasnjuje povečanje osmotske. Pritisk v primerjavi z vrednostjo, ki ga predvideva zakon Vant-Goff (glej osmozo), zmanjšanje tlaka topila pare nad raztopino v primerjavi z napovedanim Raolom z zakonom, itd. Prisotnost ionov je prav tako posledica Klasifikacija raztopin elektrolitov., Značilnosti teoretične. Pristopi v primerjavi z drugimi razredi rešitev. Naib. Preučevali smo vodne raztopine elektroliteta., Igranje pomembno vlogo v številnih bioloških, Geolu. in Tech. procesov. Nevodne raztopine elektrolita. Postrezite okolje za sintezo in elektrokemijske procese, se uporabljajo v sodobnih tehnologijah (ustvarjanje novih kemičnih virov tokovnih, sončnih celic, procesov ločevanja snovi itd.).
Izotonični koeficient za raztopine elektrolitov je vedno večja od enote, in z redčenjem raztopine pa se poveča na določeno celo število.
Da bi pojasnil značilnosti lastnosti raztopin elektrolitov, je S.RENIUS predlagal teorijo elektrolitskega disociacije na podlagi naslednjih postulatov:
1. Elektroliti v raztopinah so razpadeni z ioni - disociat;
2. Disociacija je reverzibilni ravnotežni proces;
3. Sile interakcije ionov z molekulami topil in majhnimi med seboj (to je, rešitve so idealne). Disociacija elektrolitov v raztopini se pojavi pod delovanjem molekul polarnih topil; Prisotnost ionov v raztopini vnaprej opredeljuje svojo električno prevodnost. Da bi ocenili popolnost disociacije v teoriji elektrolitskega disociacije, se uvede koncept disocimentacije α, ki je enak razmerju števila m molekul, ki so razdeljene v ione, na skupno število molekul N: alfa \u003d n Besedilom \\ t
24 . Močni in šibki elektroliti
Trdne snovi, ki se zdi, da stopnja disociacije, katerih v raztopini presegajo 30% (a\u003e 0,3), so običajno povezane z močnimi elektroliti. Z.< 3% (a < 0,03) электролиты считают слабыми, в других случаях о них говорят как об электролитах средней силы.
Moč elektrolitov je kvantitativno značilna zaradi stopnje disociacije. Stopnja disociacije (a) je razmerje med številom molekul, ki so razdeljene v ione (NDIS) na skupno število raztopljenih snovi molekul (Norch.):
Stopnja disociacije je izražena v frakcijah enote ali v odstotkih. Ker je skupno število molekul snovi v raztopini sorazmerno z zneskom njegove snovi in \u200b\u200bnjegove molarne koncentracije.
Elektroliti, v katerih A \u003d 1 glejte hudo, v šibkih elektrolitih a< 1.
Stopnja disociacije se običajno določi glede na merjenje električne prevodnosti rešitev, ki je neposredno sorazmerna s koncentracijo prosto gibljivih ionov. V tem primeru ne res a, vendar navidezne vrednosti. Vedno so manj kot resnične vrednosti a, ker Ioni pri vožnji na električne elektrode in delno zmanjšajo svojo mobilnost, zlasti z visokimi koncentracijami v raztopini, ko se elektrostatična atrakcija pojavi med ioni. Na primer, prava vrednost stopnje elektrolitskega HCl disociacije v razredčeno raztopino je 1, v 1 M raztopini A \u003d 0,78 (78%) pri 18 ° C, vendar v tej raztopini vsebuje 22% neviden HCl molekul, Skoraj vse disociirane molekule.
Elektroliti, ki v razredčeni vodni raztopini se skoraj popolnoma raztopijo, imenujejo močni elektroliti.
Skoraj vse soli, številne anorganske kisline (H2SO4, HNO3, HCLO4, H2SO4, HNO3, HCLO4, halogen-vodik, razen HF, itd.) Pripadajo močnim elektrolitim v vodnih raztopinah (H2SO4, HNo3, HCLO4), S-Elements Hidroksidi ( Izjema - BE (OH) 2 in Mg (OH) 2). Navidezne vrednosti ukrepov teh elektrolitov so od 70 do 100%. Disociacija močnih elektrolitov je praktično nepovraten proces.
Elektroliti, ki se raztopijo v razredčeni vodni raztopini, delno imenovane šibke. Disociacija šibkih elektrolitov je reverzibilen proces.
Disociacija šibkih elektrolitov je reverzibilen proces. Za disociacijo šibkega binarnega elektrolita KA:
na podlagi dejanja mase je razmerje resnično:
Konstanta ravnotežja v tem primeru se imenuje disociacijska konstanta (ionizacijska konstanta). Kot vsaka ravnotežna konstanta je disociacijska konstanta odvisna od narave disociativne snovi in \u200b\u200btopila, temperature in ni odvisna od koncentracije raztopine.
Konstanta disociacije je pomembna značilnost šibkih elektrolitov. Manjša vrednost KD, šibkejša, se elektrolit razteza v tem topilu.
KD je povezan s preprosto odvisnostjo. Če bo skupna molarna koncentracija elektrolita v raztopini za označevanje SKA, nato za binarne elektrolites, koncentracija KY + in AX ionov koncentracija bo enaka · CKA. Očitno je, da je to
· Cka,
Cka - · cka \u003d cka · (1-a),
Nastalo odvisnost je matematični izraz zakona razredčenja Ostelalda (1888): Stopnja ločevanja šibkega elektrolita se poveča, ko se raztopina razredči, obratno sorazmerno korenine kvadrata njegove molarne koncentracije.
25. konstanta avtoprototolizatorja vode, indikatorja vodika.
Voda se nanaša na šibke elektrolite. Essentials Soomalization ima oznako:
H2O + H2O \u003d H3O (+) + IT (+) K \u003d 1,8 * 10 (-16)
H2O \u003d H (+) + IT (-)
Ker je stopnja lokacije vode majhna, koncentracija neobdelava vodnih molekul \u003d skupna koncentracija.
Če je koncentracija vodikovih protonov večja.
pH \u003d 7-nevtralen
pH\u003e 7 Struet
