Nafta rafineerimisprotsesside keerukate reaktsioonide erinevate suundade termodünaamiline tõenäosus. Keemiline kineetika Keemiliste reaktsioonide toimumise tõenäosus

201. Millises suunas, standardtingimustes, kulgeb reaktsioon N 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2NO (g)? Toetage oma vastust arvutustega.

202. Arvutage mõne reaktsiooni Gibbsi energia muutus 1000 K juures, kui ∆ r H° 298 = 131,3 kJ ja ∆ r S° 298 \u003d 133,6 J / K (temperatuuri mõju T∆ peal H ja ∆ S hooletusse jätmine).

203. Arvuta ∆ r G° 298 süsteemi PbO 2 + Pb = 2PbO ∆ alusel r H° 298 ja ∆ r S° 298 reagenti. Tehke kindlaks, kas see reaktsioon on võimalik.

204. Määrake, millises suunas reaktsioon Fe 2 O 3 (c) + 3H 2 \u003d \u003d Fe (c) + 3H 2 O (g) standardtingimustes spontaanselt kulgeb.

205. Arvutage Gibbsi energia muutus ja määrake kroom(III)oksiidi redutseerimise võimalus süsinikuga temperatuuril 1500 K vastavalt reaktsioonile Cr 2 O 3 (t) + 3C (t) \u003d 2Cr (t) + 3CO (g) .

206. Volfram saadakse volfram(IV)oksiidi redutseerimisel vesinikuga. Määrake selle reaktsiooni toimumise võimalus temperatuuril 500 ja 1000 °C vastavalt reaktsioonile WO 3 (t) + 3H 2 (g) \u003d W (t) + 3H 2 O (g).

207. Arvutage Gibbsi energia muutus ja määrake selle reaktsiooni toimumise võimalus standardtingimustes CO (g) + H 2 O (l) \u003d CO 2 (g) + H 2 (g).

208. Arvutage Gibbsi energia muutus ja määrake vask(II)oksiidi lagunemisreaktsiooni võimalus 400 ja 1500 K juures vastavalt reaktsioonile 4CuO (t) \u003d 2Cu 2 O (t) + O 2 (g).

209. Määrake võrdtõenäolise reaktsiooni temperatuur edasi- ja tagasisuunas, kui ∆ r H° 298 = = 38 kJ ja ∆ r S°298 = 207 J/K.

210. Arvuta ∆ r G° 298 ja ∆ r G° 1000 reaktsiooni korral H2O (g) + + C (g) \u003d CO (g) + H2 (g). Kuidas temperatuur mõjutab termodünaamilist tõenäosust, et protsess kulgeb edasisuunas?

211. Milline järgmistest reaktsioonidest on termodünaamiliselt tõenäolisem: 1) N 2 + O 2 \u003d 2NO või 2) N 2 + 2O 2 \u003d 2NO 2? Toetage oma vastust arvutustega.

212. Määrake ∆ märk r G° 298, ilma arvutusi kasutamata, reaktsiooni jaoks CaO (t) + CO 2 (g) \u003d CaCO 3 (t), ∆ r H° 298 \u003d -178,1 kJ / mol. Selgitage vastust.

213. Määrake ∆ märk r G° 298 sahharoosi assimilatsiooniprotsessi jaoks inimkehas, mis redutseeritakse selle oksüdatsioonini C 12 H 22 O 11 (s) + 12O 2 (g) \u003d 12CO 2 (g) + 11H 2 O (g).

214. Kontrollige, kas on oht, et meditsiinis narkootikumina kasutatav lämmastikoksiid (I) oksüdeerub õhuhapniku toimel reaktsioonil 2N 2 O (g) + O 2 (g) väga mürgiseks lämmastikoksiidiks (II) ) \u003d 4NO (G) .

215. Glütseriin on üks ainevahetusproduktidest, mis lõpuks muundub organismis CO 2 (g) ja H 2 O (g)-ks. Arvuta ∆ r G° 298 glütserooli oksüdatsioonireaktsioon, kui ∆ f G°298 (C3H8O3) = = 480 kJ/mol.

216. Arvutage Gibbsi energia muutus fotosünteesireaktsiooni jaoks 6CO 2 (g) + 6H 2 O (g) \u003d C 6 H 12 O 6 (lahus) + 6O 2 (g).

217. Määrake temperatuur, mille juures ∆ r G° T = 0, reaktsiooni jaoks H 2 O (g) + CO (g) \u003d CO 2 (g) + H 2 (g).

218. Arvutage termodünaamilised karakteristikud ∆ r H° 298 , ∆ r S° 298 , ∆ r G° 298 reaktsiooni 2NO (g) \u003d N 2 O 4 (g). Sõnastage järeldus reaktsiooni võimalikkuse kohta temperatuuridel 0; 25 ja 100 °C, kinnitage see arvutustega.

219. Kas reaktsioon 3Fe 2 O 3 (c) + H 2 (g) \u003d 2Fe 3 O 4 (c) \u003d H 2 O (g) on ​​võimalik? Toetage oma vastust arvutustega.

220. Arvutage reaktsiooni Gibbsi energia muutus 980 K juures, kui ∆ r H° 298 = 243,2 kJ ja ∆ r S° 298 = 195,6 J/K (temperatuuri mõju ∆ H ja ∆ S hooletusse jätmine).

221. Arvuta ∆ r G° 298 ja ∆ r G° 1000 reaktsiooni jaoks

Fe 2 O 3 (c) + 3CO (g) \u003d 2 Fe (c) + 3CO 2 (g)

Kuidas temperatuur mõjutab termodünaamilist tõenäosust, et protsess kulgeb edasisuunas?

222. Kaltsiumkarbiidi koostoimet veega kirjeldatakse kahe võrrandiga:

a) CaC2 + 2H2O \u003d CaCO3 + C2H2; b) CaC 2 + 5H 2 O \u003d CaCO 3 + 5H 2 + CO 2.

Milline reaktsioon on termodünaamiliselt eelistatavam? Selgitage arvutustulemusi.

223. Määrake reaktsiooni SO 2 + 2H 2 \u003d S cr + 2H 2 O spontaanse voolu suund standardtingimustes.

224. Arvutage reaktsiooni Gibbsi energia muutus ZnS + 3 / 2O 2 \u003d ZnO + SO 2 298 ja 500 K juures.

225. Määrake spontaanse reaktsiooni suund

NH4Cl (c) + NaOH (c) \u003d NaCl (c) + H2O (g) + NH3 (g).

standardtingimustes

Keemiliste reaktsioonide kiirus

226. Tehke kindlaks, mitu korda muutub homogeense gaasireaktsiooni 4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2 kiirus, kui süsteemi kogurõhku suurendatakse 3 korda.

227. Reaktsiooni kiirus: 2NO + O 2 → 2NO 2 NO ja O 2 kontsentratsioonidel 0,6 mol/dm 3 on 0,18 mol/(dm 3 · min). Arvutage reaktsioonikiiruse konstant.

228. Mitu korda tuleks CO kontsentratsiooni süsteemis tõsta, et reaktsiooni 2CO → CO 2 + C (tv) kiirust suurendada 4 korda?

229. Reaktsioon kulgeb vastavalt võrrandile N 2 + O 2 → 2NO. Lämmastiku ja hapniku algkontsentratsioonid on 0,049 ja 0,01 mol/dm 3 . Arvutage ainete kontsentratsioonid, kui süsteemis tekib 0,005 mol NO.

230. Ainete A ja B vaheline reaktsioon toimub vastavalt võrrandile 2A + B \u003d C. Aine A kontsentratsioon on 6 mol / l ja aine B kontsentratsioon on 5 mol / l. Reaktsiooni kiiruskonstant on 0,5 l/(mol s). Arvutage reaktsiooni kiirus algmomendil ja hetkel, mil reaktsioonisegusse jääb 45% ainet B.

231. Mitu kraadi tuleb temperatuuri tõsta, et reaktsioonikiirus suureneks 90 korda? Van't Hoffi temperatuurikoefitsient on 2,7.

232. Vesinikjoodi lagunemise reaktsioonikiiruse temperatuurikoefitsient vastavalt reaktsioonile 2HI \u003d H 2 + I 2 on 2. Arvutage selle reaktsiooni kiiruskonstant temperatuuril 684 K, kui temperatuuril 629 K on kiiruskonstant 8,9 10 - 5 l / (mol s).

233. Määrake reaktsioonikiiruse temperatuurikoefitsient, kui reaktsioon aeglustus temperatuuri langetamisel 45 ° võrra 25 korda.

234. Arvutage, millisel temperatuuril reaktsioon lõpeb 45 minuti pärast, kui 293 K juures kulub 3 tundi. Võtame reaktsioonikiiruse temperatuurikoefitsiendiks 3,2.

235. Arvutage reaktsiooni kiiruskonstant temperatuuril 680 K, kui 630 K juures on selle reaktsiooni kiiruskonstant 8,9 -5 mol/(dm 3 s) ja γ = 2.

236. Reaktsiooni kiiruskonstant temperatuuril 9,4 °C on 2,37 min -1 ja temperatuuril 14,4 °C on see 3,204 min -1. Arvutage reaktsioonikiiruse aktiveerimisenergia ja temperatuurikoefitsient.

237. Arvutage, mitu kraadi on vaja temperatuuri tõsta, et reaktsioonikiirust suurendada 50 ja 100 korda, kui reaktsioonikiiruse temperatuuritegur on 3.

238. Temperatuuril 393 K on reaktsioon lõppenud 18 minutiga. Millise aja möödudes see reaktsioon lõpeb temperatuuril 453 K, kui reaktsioonikiiruse temperatuurikoefitsient on 3?

239. Reaktsiooni CO + H 2 O (g) → CO 2 + H 2 reagentide algkontsentratsioonid olid võrdsed (mol / dm 3): \u003d 0,8; = 0,9; = 0,7; = 0,5. Määrake kõigi reaktsioonis osalejate kontsentratsioonid pärast vesiniku kontsentratsiooni suurenemist 10%.

240. Ainete A ja B vahelist reaktsiooni väljendatakse võrrandiga A + 2B → C. Aine algkontsentratsioonid on: [A] = 0,03 mol/l; [B] = 0,05 mol/l. Reaktsiooni kiiruskonstant on 0,4. Määrake reaktsiooni algkiirus ja reaktsioonikiirus mõne aja pärast, kui aine A kontsentratsioon väheneb 0,01 mol / l.

241. CO + Cl 2 = COCl 2 süsteemis tõsteti kontsentratsiooni 0,03-lt 0,12 mol/l-le ja kloori kontsentratsiooni 0,02-lt 0,06 mol/l-le. Kui palju suurenes edasisuunalise reaktsiooni kiirus?

242. Mitu korda muutub reaktsiooni 2A + B → A 2 B kiirus, kui aine A kontsentratsiooni kahekordistada ja aine B kontsentratsiooni 2 korda vähendada?

243. Kui suur osa (%) novokaiini laguneb 10 päeva jooksul, kui seda hoitakse temperatuuril 293 K, kui temperatuuril 313 K on novokaiini hüdrolüüsi kiiruskonstant 1 10 -5 päev -1 ja reaktsiooni aktiveerimisenergia on 55,2 kJ / mol. ?

244. Temperatuuril 36 °C on penitsilliini lagunemise kiiruskonstant 6·10 -6 s -1 ja 41 °С juures on see 1,2·10 -5 s -1. Arvutage reaktsiooni temperatuurikoefitsient.

245. Mitu korda suureneb 298 K juures toimuva reaktsiooni kiirus, kui aktiveerimisenergiat vähendada 4 kJ/mol?

246. Arvutage vesinikperoksiidi lagunemisreaktsiooni kiiruskonstandi temperatuuritegur (γ) temperatuurivahemikus 25 °C - 55 °C E a= 75,4 kJ/mol.

247. Vesinikperoksiidi lagunemine hapniku moodustumisega 0,045 M KOH lahuses temperatuuril 22 ° C toimub esimese järgu reaktsioonina poolestusajaga τ 1/2 = 584 min. Arvutage reaktsiooni kiirus algajal pärast 0,090 M KOH lahuse ja 0,042 M H 2 O 2 lahuse võrdsete mahtude segamist ning ühe tunni pärast lahusesse jäänud vesinikperoksiidi kogust.

248. Temperatuuri tõusuga 27,8 °C suurenes reaktsioonikiirus 6,9 korda. Arvutage reaktsioonikiiruse temperatuurikoefitsient ja selle reaktsiooni aktiveerimisenergia 300 K juures.

249. Mõne esimese järgu reaktsiooni korral on aine poolväärtusaeg 351 K juures 411 minutit. Aktiveerimisenergia on 200 kJ/mol. Arvutage, kui kaua kulub 75% aine esialgsest kogusest lagunemiseks temperatuuril 402 K.

250. Teatud reaktsiooni kiiruskonstandid 25 ja 60 °C juures on vastavalt 1,4 ja 9,9 min -1. Arvutage selle reaktsiooni kiiruskonstandid 20 ja 75 °C juures.

Keemiline tasakaal

251. Reaktsiooni A + B = C + D tasakaalukonstant on võrdne ühega. Algkontsentratsioon [A] = 0,02 mol/l. Mitu protsenti ainest A muundub, kui algkontsentratsioonid [B] = 0,02; 0,1; 0,2 mol/l?

252. Lämmastiku ja vesiniku algkontsentratsioonid reaktsioonisegus ammoniaagi saamiseks olid vastavalt 4 ja 10 mol/DM3. Arvutage segu komponentide tasakaalukontsentratsioonid, kui tasakaalu saavutamise ajaks on reageerinud 50% lämmastikust.

253. Pöörduv reaktsioon kulgeb vastavalt võrrandile A + B ↔ C + D. Iga aine algkontsentratsioon segus on 1 mol/l. Pärast tasakaalu saavutamist on komponendi C kontsentratsioon 1,5 mol/dm 3 . Arvutage selle reaktsiooni tasakaalukonstant.

254. Määrake NO ja O 2 algkontsentratsioonid ning pöörduva reaktsiooni 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 tasakaalukonstant, kui tasakaal saavutatakse järgmistel reaktiivide kontsentratsioonidel, mol / dm 3: = 0,12; = 0,48; = 0,24.

255. Millises suunas nihkub keemiline tasakaal süsteemis 2NO 2 ↔ NO + O 2, kui iga komponendi tasakaalukontsentratsioone vähendatakse 3 korda?

256. Mitu korda tasakaal väheneb osaline rõhk vesinik reaktsiooni käigus N 2 + 3H 2 ↔ 2 NH 3, kui lämmastiku rõhk kahekordistub?

257. Süsteemis 2NO 2 ↔ N 2 O 4 temperatuuril 60 ° C ja standardrõhul saavutati tasakaal. Mitu korda tuleks mahtu vähendada, et rõhk oleks kahekordistunud?

258. Millises suunas tasakaal süsteemi temperatuuri tõustes nihkub:

1) COCl 2 ↔ CO + Cl 2; ∆ r H° 298 = -113 kJ/mol

2) 2СО ↔ CO 2 +С; ∆ r H° 298 = -171 kJ/mol

3) 2SO 3 ↔ 2SO 2 + O 2; ∆ r H° 298 = -192 kJ/mol.

Selgitage vastust.

259. Reaktsioon AB (g) ↔ A (g) + B (g) toimub suletud anumas. Reaktsiooni tasakaalukonstant on 0,04 ja aine B tasakaalukontsentratsioon on 0,02 mol/l. Määrake aine AB algkontsentratsioon. Mitu protsenti ainest AB on lagunenud?

260. Ammoniaagi oksüdeerimisel hapnikuga on võimalik lämmastiku ja erinevate lämmastikoksiidide moodustumine. Kirjutage reaktsioonivõrrand ja arutlege rõhu mõju üle reaktsioonide tasakaalunihkele koos: a) N 2 O; b) EI 2.

261. Millises suunas nihkub tasakaal pöörduva reaktsiooni C (tv) + H 2 O (g) ↔ CO (g) + H 2 (g) korral, kui süsteemi maht väheneb 2 korda?

262. Teatud temperatuuril saavutati 2NO 2 ↔ 2NO + O 2 süsteemis tasakaal järgmistel kontsentratsioonidel: = 0,006 mol/l; = 0,024 mol/l. Leidke reaktsiooni tasakaalukonstant ja NO 2 algkontsentratsioon.

263. Süsinikmonooksiidi ja veeauru algkontsentratsioonid on samad ja võrdsed 0,1 mol/l. Arvutage CO, H 2 O ja CO 2 tasakaalukontsentratsioonid süsteemis CO (g) + H 2 O (g) ↔ CO (g) + H 2 (g), kui vesiniku tasakaalukontsentratsiooniks osutus 0,06 mol / l, määrake tasakaalukonstant.

264. Reaktsiooni 3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3 tasakaalukonstant teatud temperatuuril on 2. Mitu mooli lämmastikku tuleks sisestada 1 liitri gaasisegu kohta, et muuta 75% vesinikust ammoniaagiks, kui algväärtus vesiniku kontsentratsioon oli 10 mol / l?

265. Süsteemis 2NO (g) + O 2 (g) ↔ 2NO 2 (g) on ​​ainete tasakaalukontsentratsioonid = 0,2 mol / l, = 0,3 mol / l, = 0,4 mol / l. Arvutage tasakaalukonstant ja hinnake tasakaaluasendit.

266. 0,2-liitrisesse anumasse pandi 0,3 ja 0,8 g vesinikku ja joodi. Pärast tasakaalu saavutamist leiti anumast 0,7 g HI-d. Arvutage reaktsiooni tasakaalukonstant.

267. H 2 ja I 2 algkontsentratsioonid on vastavalt 0,6 ja 1,6 mol/L. Pärast tasakaalu saavutamist oli vesinikjoodi kontsentratsioon 0,7 mol/l. Arvutage H 2 ja I 2 tasakaalukontsentratsioonid ja tasakaalukonstant.

268. Teatud temperatuuril on reaktsiooni 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 tasakaalukonstant 2,5 mol -1 l ja tasakaalulises gaasisegus = 0,05 mol / l ja = 0,04 mol / l. Arvutage hapniku ja NO algkontsentratsioonid.

269. Ained A ja B vastavalt 3 ja 4 mol, mis asuvad 2-liitrises mahutis, reageerivad vastavalt võrrandile 5A + 3B \u003d A 5 B 3.

Reageeris 1,6 mol ainet A. Määrake tarbitud aine B kogus ja saadud saadus. Arvutage tasakaalukonstant.

270. Reaktsiooni H 2 + I 2 = 2HI tasakaalu uurides selgus, et H 2 ja I 2 algkontsentratsioonidel 1 mol/l on HI tasakaalukontsentratsioon 1,56 mol/l. Arvutage vesinikjoodi tasakaalukontsentratsioon, kui H 2 ja I 2 algkontsentratsioonid olid kumbki 2 mol/L.

271. Tasakaalu H 2 + I 2 = 2HI uurides selgus, et H 2, I 2 ja HI tasakaalukontsentratsioonid on vastavalt 4,2; 4,2; 1,6 mol/l. Teises katses, mis viidi läbi samal temperatuuril, leiti, et I2 ja HI tasakaalukontsentratsioonid on 4,0 ja 1,5 mol/l. Arvutage selles katses vesiniku kontsentratsioon.

272. Teatud temperatuuril tasakaalugaasisüsteemis SO 2 - O 2 - SO 3 ulatusid ainete kontsentratsioonid vastavalt 0,035-ni; 0,15 ja 0,065 mol/l. Arvutage tasakaalukonstant ja ainete algkontsentratsioonid, eeldades, et see on ainult hapnik ja SO 2 .

273. 8,5-liitrises anumas loodi CO (g) + Cl 2 (g) \u003d COCl 2 (g) tasakaal. Tasakaalulise segu koostis (g): CO - 11, Cl 2 - 38 ja COCl 2 - 42. Arvutage reaktsiooni tasakaalukonstant.

274. Kuidas nihkub tasakaal ja reaktsiooni tasakaalukonstant H 2 (g) + Cl 2 (g) \u003d 2HCl (g), ∆ H < 0, järgmised tegurid: a) H 2, Cl 2 ja HCl kontsentratsioonide tõus; b) rõhu tõus 3 korda; c) temperatuuri tõus?

275. NO ja Cl 2 algkontsentratsioonid homogeenses süsteemis 2NO + Cl 2 = 2NOCl on vastavalt 0,5 ja 0,2 mol/dm 3. Arvutage tasakaalukonstant, kui 35% NO on tasakaalu saavutamise ajaks reageerinud.

Kasutades mangaani, raua, vase ja tsingi soolade lahuseid ning naatriumsulfiidi lahust, sadestage näidatud sulfiidid neljas katseklaasis, peske sadet destilleeritud veega. dekanteerimise meetod ja seejärel lisage igale sademele 2–3 ml lahjendatud väävelhappe lahust. Mis toimub? Võrrelge katseandmeid arvutustulemustega.

Kogemus 3. Reaktsiooni suuna valimine

E 3+ ja S 2– ioonide vahel vesilahuses on võimalikud järgmised vastasmõjud:

vahetada interaktsiooni;

vastastikku suurenev hüdrolüüs;

Redoksreaktsioon, kui elemendi oksüdatsiooniaste (+3) ei ole liiga stabiilne ja võib langeda väärtuseni (+2):

2E 3+ + 3S 2– → E 2 S 3,

2E 3+ + 3S 2– + 6H2O → 2E (OH)3 + 3H2S,

2E 3+ + 3S 2– → 2ES + S.

Kasutades tabelis 2 toodud andmeid, tehke vajalikud arvutused ja selgitage välja, milline neist reaktsioonide kulgemise võimalustest on termodünaamilisest seisukohast kõige tõenäolisem naatriumsulfiidi lahuse koostoimel kolmelaengulise raua, alumiiniumi, kroom ja vismuti katioonid.

tabel 2

Aine	∆ f G o, kJ/mol	Aine	∆ f G o, kJ/mol
Fe 3+ (lahus)	– 10,53	FeS	– 100,8
Al 3+ (lahus)	– 490,5	Bi 2 S 3	– 152,9
Cr 3+ (lahus)	– 223,2	Al2S3	– 492,5
Bi 3+ (lahus)	+ 91,9	Fe(OH)3	– 699,6
S 2 – (rr)	+ 85,40	Cr(OH)3	– 849,0
H2S	– 33,50	Bi(OH)3	– 580,3
H2O (l.)	– 237,23	Al(OH)3	– 1157,0
H2O (g)	– 228,61

Milliste väliste märkide järgi saab igal konkreetsel juhul kindlaks teha, milline interaktsioon on toimunud?

Valage kolme katseklaasi 1-2 ml näidatud soolade lahuseid ja lisage 1 ml naatriumsulfiidi lahust. Mida igal konkreetsel juhul täheldatakse?

Kas ennustus vastab katsetulemustele?

Teema: KEEMILINE KINETIKA. KATALÜÜS. TASAKAAL

Laboratoorsed tööd№ 7

Keemiline kineetika

Kirjandus: 1. S. 104-112; 3. S. 65-68; 4. S. 61-64.

Töö eesmärk: reageerivate ainete kontsentratsiooni ja temperatuuri mõju uurimine keemilise reaktsiooni kiirusele.

Küsimused ja harjutused enese ettevalmistamiseks.

1. Keemilise kineetika aine. Määrake keemilise reaktsiooni kiirus. Loetlege tegurid, mis mõjutavad keemilise reaktsiooni kiirust.

2. Andke keemilise reaktsiooni kiiruse matemaatiline avaldis. Selgitage, miks on kiiruse matemaatilises avaldises miinusmärk. Kuidas sõltub reaktsiooni kiirus temperatuurist?

3. Sõnasta massitegevuse seadus. Mis on kiiruskonstandi füüsiline tähendus ja millised tegurid mõjutavad selle väärtust?

Temperatuuri mõju keemilise reaktsiooni kiirusele.

4. Aktiveerimisenergia. aktiveeritud kompleks. Aktiveerimise entroopia.

5. Reaktsioonide kineetiline klassifikatsioon. Molekulaarsus ja reaktsiooni järjekord.

6. Katalüsaatorid ja katalüüs.

7. Homogeenne katalüüs. Vaheühendite teooria.

8. Pööratavad ja pöördumatud protsessid. Keemilise tasakaalu tekkimise tingimused. Keemilise tasakaalu konstant ja seda mõjutavad tegurid.

9. Le Chatelier’ põhimõte. Nihe keemilises tasakaalus.

1. Kuidas muutub reaktsioonikiirus 2NO + O 2 = 2NO 2, kui reaktsioonianuma ruumala väheneb 3 korda?

2. Leidke reaktsioonikiiruse konstandi A + B \u003d AB väärtus, kui ainete A ja B kontsentratsioonidel, mis on vastavalt 0,5 ja 0,1 mol / l, on reaktsiooni kiirus 0,005 mol / l s.

3. Määrake, mitme kraadi võrra tuleks temperatuuri tõsta, et reaktsioonikiirus suureneks 8 korda, kui reaktsioonikiiruse temperatuuritegur on 2.

Varustus. Mahulised katseklaasid - 8 tk. Pasteur pipett (5 ml) - 2 tk. Keemiline klaas (100 ml). Vannivesi. Labori termomeeter (100 0 С). Stopper (või metronoom). Elektripliit.

Reaktiivid: Naatriumtiosulfaat 0,5% lahus, väävelhape 0,5% lahus, destilleeritud vesi.

Sissejuhatus. Termodünaamilised arvutused võimaldavad järeldada, et see protsess on võimalik, valida keemilise reaktsiooni läbiviimise tingimused, määrata toodete tasakaaluline koostis, arvutada lähteainete teoreetiliselt saavutatavad konversiooniastmed ja saaduste saagised. , samuti energiamõjud (reaktsioonisoojus, agregatsiooniseisundi muutumissoojus), mis on vajalik energiabilansside koostamiseks ja energiakulude määramiseks.

Termodünaamika olulisemad mõisted on "protsessi soojus" ja "töö". Termodünaamilise süsteemi olekut iseloomustavaid suurusi nimetatakse termodünaamilisteks parameetriteks. Nende hulka kuuluvad: temperatuur, rõhk, erimaht, tihedus, molaarmaht, spetsiifiline siseenergia. Nimetatakse koguseid, mis on võrdelised vaadeldava termodünaamilise süsteemi massiga (või ainehulgaga). ulatuslik; need on maht, siseenergia, entalpia, entroopia. Intensiivne kogused ei sõltu termodünaamilise süsteemi massist ja ainult need toimivad olekutena termodünaamiliste parameetritena. Need on temperatuur, rõhk ja ulatuslik kogused, mis on seotud aine massi-, mahu- või koguseühikuga. Intensiivsete parameetrite muutmist keemilis-tehnoloogiliste protsesside kiirendamiseks nimetatakse intensiivistumist.

Eksotermilistes reaktsioonides on algainete siseenergia varu (U 1) suurem kui tekkivate produktide (U 2) varu. Erinevus ∆U = U 1 - U 2 muundatakse soojuse vormiks. Vastupidi, endotermilistes reaktsioonides teatud koguse soojuse neeldumise tõttu ainete siseenergia suureneb (U 2 > U 1). ∆U on väljendatud J / mol või tehnilistes arvutustes on need 1 kg või 1 m 3 (gaaside puhul). Reaktsioonide või agregatsiooniseisundite ehk segunemise, lahustumise termiliste mõjude uurimisega tegeleb füüsikalise keemia ehk keemilise termodünaamika osa – termokeemia. Termokeemilistes võrrandites on näidatud reaktsiooni soojusefekt. Näiteks: C (grafiit) + O 2 \u003d CO 2 + 393,77 kJ / mol. Lagunemissoojustel on vastupidine märk. Nende määratlemiseks kasutatakse tabeleid. D.P. Konovalovi sõnul määratakse põlemissoojus suhtega: Q põlemine = 204,2n + 44,4m + ∑x (kJ / mol), kus n on hapnikumoolide arv, mis on vajalik 1 mooli täielikuks põlemiseks. antud aine, m on 1 mooli aine põlemisel tekkinud veemoolide arv, ∑x on konstantne parandus antud homoloogse jada jaoks. Mida piiramatum, seda rohkem ∑x.

Atsetüleeni süsivesinike puhul ∑x=213 kJ/mol. Etüleeni süsivesinike puhul ∑x=87,9 kJ/mol. Küllastunud süsivesinike puhul ∑x=0. Kui ühendi molekulis on erinevad funktsionaalrühmad ja sidemete tüübid, siis leitakse termiline karakteristik liitmise teel.

Reaktsiooni termiline efekt on võrdne reaktsioonisaaduste moodustumise soojuste summaga, millest on lahutatud lähteainete moodustumise soojuste summa, võttes arvesse kõigi reaktsioonis osalevate ainete moolide arvu. Näiteks reaktsiooni jaoks üldine vaade: n 1 A + n 2 B \u003d n 3 C + n 4 D + Q x termiline efekt: Q x \u003d (n 3 Q C arr + n 4 Q D arr) - (n 1 Q A arr + n 2 Q B arr)

Reaktsiooni termiline efekt on võrdne lähteainete põlemissoojuste summaga, millest on lahutatud reaktsioonisaaduste põlemissoojuste summa, võttes arvesse kõigi reagentide moolide arvu. Sama üldise reaktsiooni jaoks:

Q x \u003d (n 1 Q A põletus + n 2 Q B põletus) - (n 3 Q C põletus + n 4 Q D põletus)

Tõenäosus tasakaalureaktsioonide kulg määratakse termodünaamilise tasakaalukonstandiga, mille määrab:

К р = e - ∆ G º/(RT) = e - ∆ H º/ RT ∙ e ∆ S º/ R Selle avaldise analüüs näitab, et endotermiliste reaktsioonide puhul (Q< 0, ∆Hº > 0) entroopia vähenemisega (∆Sº< 0) самопроизвольное протекание реакции невозможно так как – ∆G > 0. Järgnevalt käsitletakse keemiliste reaktsioonide termodünaamilist lähenemist üksikasjalikumalt.

4. loeng

Termodünaamika põhiseadused. Termodünaamika esimene seadus. Soojusmahtuvus ja entalpia. Reaktsiooni entalpia. Ühendi moodustumise entalpia. Põlemise entalpia. Hessi seadus ja reaktsiooni entalpia.

Termodünaamika esimene seadus: süsteemi siseenergia muutus (∆E) võrdub tööga välised jõud(А′) pluss ülekantud soojushulk (Q): 1)∆Е=А′+Q; või (2. tüüp) 2)Q=∆E+A – süsteemile ülekantud soojushulk (Q) kulub selle siseenergia (∆E) ja süsteemi poolt tehtava töö (A) muutmisele. See on üks energia jäävuse seaduse liike. Kui süsteemi oleku muutus on väga väike, siis: dQ=dE+δA - selline väikeste (δ) muutuste rekord. Gaasi puhul (ideaalne) δА=pdV. Isohoorilises protsessis δA=0, siis δQ V =dE, kuna dE=C V dT, siis δQ V =C V dT, kus C V on soojusmahtuvus konstantsel ruumalal. Väikeses temperatuurivahemikus on soojusmahtuvus konstantne, seetõttu Q V =C V ∆T. Sellest võrrandist on võimalik määrata süsteemi soojusmahtuvus ja protsesside soojus. C V - Joule-Lenzi seaduse järgi. Isobaarses protsessis, mis kulgeb ilma kasuliku tööta, arvestades, et p on konstantne ja selle saab diferentsiaalmärgi all olevast sulust välja võtta, st δQ P =dE+pdV=d(E+pV)=dH, on siin H entalpia süsteem. Entalpia on süsteemi siseenergia (E) ning rõhu ja ruumala korrutis. Soojushulka saab väljendada isobaarilise soojusmahtuvuse (С Р) kaudu: δQ P =С Р dT, Q V =∆E(V = const) ja Q P =∆H(p = const) - peale üldistamist. Sellest järeldub, et süsteemi vastuvõetava soojushulga määrab üheselt mingi olekufunktsiooni (entalpia) muutus ja see sõltub ainult süsteemi alg- ja lõppseisundist ega sõltu protsessi kulgeva tee vormist. arenenud. See säte on aluseks keemiliste reaktsioonide termilise mõju probleemi käsitlemisele.

Reaktsiooni termiline mõju on seotud keemilise muutuja muutumisega soojuse kogus, mis saadakse süsteemiga, milles keemiline reaktsioon toimus ja reaktsiooniproduktid võtsid algsete reaktiivide temperatuuri (reeglina Q V ja Q P).

Reaktsioonid koos negatiivne termiline mõju, st koos soojuse eraldumisega keskkonda, nimetatakse eksotermiliseks. Reaktsioonid koos positiivne termilist efekti, st ümbritsevast soojuse neeldumist endotermiline.

Stöhhiomeetriline reaktsioonivõrrand on järgmine: (1) ∆H=∑b J H J - ∑a i H i või ∆H=∑y i H i ; j on toodete sümbolid, i on reaktiivide sümbolid.

See positsioon kutsutakse Hessi seadus: suurused Е i , H i on süsteemi oleku ja järelikult ∆H ja ∆Е funktsioonid ning seega sõltuvad soojusefektid Q V ja Q р (Q V =∆Е, Q р =∆H) ainult sellest, mis ained reageerivad antud tingimustes ja millised saadused saadakse, kuid ei sõltu keemilise protsessi toimumise teest (reaktsioonimehhanism).

Teisisõnu on keemilise reaktsiooni entalpia võrdne reaktsioonikomponentide moodustumise entalpiate summaga, mis on korrutatud vastavate komponentide stöhhiomeetriliste koefitsientidega, võttes saaduste puhul plussmärgiga ja lähteainete puhul miinusmärgiga. Leiame näitena∆H reaktsiooni jaoks PCl 5 +4H 2 O=H 3 PO 4 + 5HCl (2)

Reaktsioonikomponendi moodustumise entalpiate tabeliväärtused on vastavalt PCl 5 - 463 kJ / mol, vee (vedeliku) jaoks - 286,2 kJ / mol, H 3 PO 4 jaoks - 1288 kJ / mol, HCl (gaas) - 92,4 kJ /mol. Asendades need väärtused valemis: Q V =∆E, saame:

∆H=-1288+5(-92,4)–(-463)-4(-286,2)=-142kJ/mol

Orgaaniliste ühendite, aga ka CO puhul on lihtne läbi viia põlemisprotsess CO 2 ja H 2 O saamiseks. Stöhhiomeetriline põlemisvõrrand orgaaniline ühend kompositsioon C m H n O p on kirjutatud järgmiselt:

(3) C m H n O p + (p-m-n / 4) O 2 \u003d mCO 2 + n / 2 H 2 O

Seetõttu saab punktile (1) vastavat põlemisentalpiat väljendada selle moodustumise entalpiate ja CO 2 ja H 2 O moodustumise entalpiana:

∆H sg =m∆H CO 2 +n/2 ∆H H 2 O -∆H CmHnOp

Olles määranud uuritava ühendi põlemissoojuse kalorimeetri abil ning teades ∆H CO 2 ja ∆H H 2 O, saab leida selle tekke entalpia.

Hessi seadus võimaldab teil arvutada mis tahes reaktsioonide entalpiaid, kui reaktsiooni iga komponendi jaoks on teada üks selle termodünaamiline omadus - lihtsatest ainetest ühendi moodustumise entalpia. Lihtainetest ühendi moodustumise entalpia all mõeldakse reaktsiooni ∆H, mis viib ühe mooli ühendi moodustumiseni elementidest, mis on võetud nende tüüpilistes agregatsiooni ja allotroopsetes modifikatsioonides.

5. loeng

Termodünaamika teine ​​seadus. Entroopia. Gibbsi funktsioon. Muutused Gibbsi funktsioonis keemiliste reaktsioonide käigus. Tasakaalukonstant ja Gibbsi funktsioon. Reaktsiooni tõenäosuse termodünaamiline hinnang.

Termodünaamika teine ​​seadus nimetatakse väidet, et teist tüüpi igiliikurit on võimatu ehitada. Seadus saadi empiiriliselt ja sellel on kaks üksteisega võrdväärset sõnastust:

a) võimatu on protsess, mille ainsaks tulemuseks on kogu teatud kehalt saadud soojuse muundumine sellega võrdväärseks tööks;

b) võimatu on protsess, mille ainsaks tulemuseks on energia ülekandmine soojuse kujul vähem kuumutatud kehalt kuumemale kehale.

Funktsioon δQ/T on mõne funktsiooni S summaarne diferentsiaal: dS=(δQ/T) arr (1) – seda funktsiooni S nimetatakse keha entroopiaks.

Siin on Q ja S üksteisega võrdelised, st (Q) (S) suurenemisega - suureneb ja vastupidi. Võrrand (1) vastab tasakaalulisele (pöörduvale) protsessile. Kui protsess on mittetasakaaluline, siis entroopia suureneb ja (1) teisendatakse:

dS≥(δQ/T)(2) Seega, kui toimuvad mittetasakaalulised protsessid, suureneb süsteemi entroopia. Kui (2) asendada termodünaamika esimese seadusega, saame: dE≤TdS-δA. See on tavaks kirjutada kujul: dE≤TdS-δA'-pdV, seega: δA'≤-dE+TdS-pdV, siin pdV on tasakaalulaiendustöö, δA' on kasulik töö. Selle ebavõrdsuse mõlema osa integreerimine isohoorse-isotermilise protsessi jaoks toob kaasa ebavõrdsuse: A'V≤-∆E+T∆S(3). Ja isobaar-isotermilise protsessi integreerimine (Т = const, p = const) toob kaasa ebavõrdsuse:

A’ P ≤ - ∆E+T∆S – p∆V=-∆H + T∆S (4)

Parempoolsed osad (3 ja 4) saab kirjutada vastavalt mõne funktsiooni muudatusena:

F=E-TS(5) ja G=E-TS+pV; või G = H-TS (6)

F on Helmholtzi energia ja G on Gibbsi energia, siis (3 ja 4) saab kirjutada kui A’ V ≤-∆F (7) ja A’ P ≤-∆G (8). Võrdsuse seadus vastab tasakaaluprotsessile. Sel juhul tehakse ära kõige kasulikum töö ehk (A’ V) MAX = -∆F ja (A’ P) MAX = -∆G. F ja G nimetatakse vastavalt isohoori-isotermiliseks ja isobaar-isotermiliseks potentsiaaliks.

Keemiliste reaktsioonide tasakaal mida iseloomustab protsess (termodünaamiline), mille käigus süsteem läbib pideva tasakaaluolekute jada. Kõiki neid olekuid iseloomustab termodünaamiliste parameetrite muutumatus (ajaliselt) ning aine- ja soojusvoogude puudumine süsteemis. Tasakaaluseisundit iseloomustab tasakaalu dünaamiline olemus, st otse- ja pöördprotsesside võrdsus, Gibbsi energia ja Helmholtzi energia minimaalne väärtus (st dG=0 ja d 2 G>0; dF =0 ja d2 F>0). Dünaamilises tasakaalus on edasi- ja tagasireaktsiooni kiirused samad. Samuti tuleb järgida võrrandit:

uJ dn J = 0, kus µ J =(ðG/ðn J) T , P , h =G J on komponendi J keemiline potentsiaal; n J on komponendi J kogus (mol). Suur tähtsusµJ näitab osakeste suuremat reaktsioonivõimet.

∆Gº=-RTLnK p(9)

Võrrandit (9) nimetatakse van't Haffi isotermi võrrandiks. ∆Gº väärtus võrdluskirjanduse tabelites paljude tuhandete keemiliste ühendite kohta.

K p \u003d e - ∆ G º / (RT) \u003d e - ∆ H º / RT ∙ e ∆ S º / R (11). (11) põhjal saab anda termodünaamilise hinnangu reaktsiooni toimumise tõenäosusele. Niisiis, eksotermiliste reaktsioonide jaoks (∆Нº<0), протекающих с возрастанием энтропии, К р >1 ja ∆G<0, то есть реакция протекает самопроизвольно. Для экзотермических реакций (∆Нº>0) entroopia vähenemisega (∆Sº>0) on protsessi spontaanne kulg võimatu.

Kui ∆Hº ja ∆Sº on sama märgiga, määratakse protsessi toimumise termodünaamiline tõenäosus ∆Hº, ∆Sº ja Tº spetsiifiliste väärtustega.

Vaatleme ammoniaagi sünteesireaktsiooni näitel ∆Н o ja ∆S o koosmõju protsessi teostamise võimalusele:

Selle reaktsiooni puhul ∆Н o 298 = -92,2 kJ / mol, ∆S o 298 = -198 J / (mol * K), T∆S o 298 = -59 kJ / mol, ∆G o 298 = -33, 2kJ/mol.

Antud andmetest on näha, et entroopia muutus on negatiivne ega soosi reaktsiooni, kuid samas iseloomustab protsessi suur negatiivne entalpiaefekt ∆Hº, mille tõttu on protsess võimalik. Temperatuuri tõustes muutub reaktsioon, nagu näitavad kalorimeetrilised andmed, veelgi eksotermilisemaks (temperatuuril T=725K, ∆H=-113kJ/mol), kuid negatiivne väärtus∆S temperatuuri tõusu kohta vähendab oluliselt protsessi tõenäosust.

Termodünaamika I seadus võimaldab arvutada erinevate protsesside soojusefekte, kuid ei anna informatsiooni protsessi suuna kohta.

Looduses toimuvate protsesside jaoks on teada kaks edasiviivat jõudu:

1. Süsteemi soov minna vähima energiahulgaga olekusse;

2. Süsteemi soov saavutada kõige tõenäolisem olek, mida iseloomustab maksimaalne arv sõltumatud osakesed.

Esimest tegurit iseloomustab entalpia muutus. Vaadeldava juhtumiga peab kaasnema soojuse eraldumine, seega DH< 0.

Teise teguri määrab temperatuur ja muutus entroopia.

Entroopia (S)- süsteemi oleku termodünaamiline funktsioon, mis peegeldab süsteemi ühe või teise oleku realiseerumise tõenäosust soojusülekande protsessis.

Nagu energia, ei kuulu entroopia eksperimentaalselt määratud suuruste hulka. Isotermilistes tingimustes toimuvas pöörduvas protsessis saab entroopia muutuse arvutada järgmise valemi abil:

See tähendab, et protsessi pöördumatu kulgemise korral suureneb entroopia osa töö ülekandumise tõttu soojuseks.

Seega teeb süsteem pöörduvates protsessides maksimaalset võimalikku tööd. Pöördumatu protsessi käigus teeb süsteem alati vähem tööd.

Kaotatud töö üleminek soojuseks on soojuse kui makroskoopiliselt korrastamata energiaülekandevormi tunnuseks. Siit tuleneb entroopia kui süsteemi häire tõlgendus:

Kui süsteemis esinev häire suureneb, suureneb entroopia ja vastupidi, kui süsteem on järjestatud, entroopia väheneb.

Niisiis, vee aurustumise protsessis entroopia suureneb, vee kristalliseerumise protsessis see väheneb. Lagunemisreaktsioonides entroopia suureneb, liitreaktsioonides väheneb.

Entroopia füüsikaline tähendus määrati kindlaks statistilise termodünaamika abil. Vastavalt Boltzmanni võrrandile:

Protsessi spontaanse kulgemise suund sõltub viimase avaldise vasakul ja paremal küljel olevate suuruste suhtest.

Kui protsess toimub isobaaris-isotermilistes tingimustes, siis nimetatakse protsessi üldist liikumapanevat jõudu Gibbsi vaba energia või isobaar-isotermiline potentsiaal (DG):

.

(15)

DG väärtus võimaldab teil määrata protsessi spontaanse voolu suuna:

Kui DG< 0, то процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении;

Kui DG > 0, siis kulgeb protsess spontaanselt vastupidises suunas;

Kui DG=0, siis on olek tasakaalus.

Elusorganismides, mis on avatud süsteemid, on paljude bioloogiliste reaktsioonide – valkude biosünteesist ja ioonide transpordist lihaste kokkutõmbumise ja närvirakkude elektrilise aktiivsuseni – peamiseks energiaallikaks ATP (adenosiin-5¢-trifosfaat).

ATP hüdrolüüsi käigus vabaneb energia:

ATP + H 2 O ⇄ ADP + H 3 PO 4

kus ADP on adenosiin-5¢-difosfaat.

Selle reaktsiooni DG 0 on -30 kJ, seega kulgeb protsess spontaanselt edasisuunas.

Entalpia- ja entroopiategurite suhte analüüs isobaar-isotermilise potentsiaali arvutamise võrrandis võimaldab teha järgmised järeldused:

1. Madalatel temperatuuridel domineerib entalpiategur ja eksotermilised protsessid kulgevad spontaanselt;

2. Millal kõrged temperatuurid domineerib entroopia tegur ja protsessid kulgevad spontaanselt, millega kaasneb entroopia suurenemine.

Eeltoodud materjali põhjal on võimalik sõnastada Termodünaamika II seadus:

Isobaar-isotermilistes tingimustes isoleeritud süsteemis toimuvad spontaanselt need protsessid, millega kaasneb entroopia suurenemine.

Tõepoolest, isoleeritud süsteemis on soojusülekanne võimatu, seetõttu on DH = 0 ja DG » -T×DS. See näitab, et kui DS väärtus on positiivne, siis DG väärtus on negatiivne ja seetõttu kulgeb protsess spontaanselt edasi.

Teine termodünaamika II seaduse sõnastus:

Soojuse kompenseerimata ülekandmine vähem kuumutatud kehadelt rohkem kuumutatud kehadele on võimatu.

Keemilistes protsessides määratakse entroopia ja Gibbsi energia muutused vastavalt Hessi seadusele:

,	(16)
.	(17)

Reaktsioonid, mille kohta DG< 0 называют eksergooniline.

Reaktsioonid, mille jaoks DG > 0 kutsutakse endergooniline.

Keemilise reaktsiooni DG väärtuse saab määrata ka seose põhjal:

DG = DH - T × DS.

Tabelis. 1 näitab spontaanse reaktsiooni võimalust (või võimatust) erinevate märkide DH ja DS kombinatsioonidega.

Probleemide lahendamise standardid

1. Mõni reaktsioon kulgeb entroopia vähenemisega. Määrake tingimused, mille korral on selle reaktsiooni spontaanne esinemine võimalik.

Reaktsiooni spontaanse toimumise tingimus on Gibbsi vaba energia vähenemine, s.o. DG< 0. Изменение DG можно рассчитать по формуле:

Kuna entroopia reaktsiooni käigus väheneb (DS< 0), то энтропийный фактор препятствует самопроизвольному протеканию данной реакции. Таким образом, самопроизвольное протекание данной реакции может обеспечить только энтальпийный фактор. Для этого необходимо выполнение следующих условий:

1) DH< 0 (реакция экзотермическая);

2) (protsess peab toimuma madalatel temperatuuridel).

2. Endotermiline lagunemisreaktsioon kulgeb spontaanselt. Hinnake entalpia, entroopia ja Gibbsi vaba energia muutust.

1) Kuna reaktsioon on endotermiline, siis DH > 0.

2) Lagunemisreaktsioonides entroopia suureneb, seega DS > 0.

3) Reaktsiooni spontaanne esinemine näitab, et DG< 0.

3. Arvutage Thiobacillus denitrificans bakterites toimuva kemosünteesi standard entalpia:

6KNO 3 (tahke) + 5S (tahke) + 2CaCO 3 (tahke) \u003d 3K 2 SO 4 (tahke) + 2CaSO 4 (tahke) + 2CO 2 (gaas) + 3N 2 (gaas)

vastavalt ainete moodustumise standardsete entalpiate väärtustele:

Kirjutame Hessi seaduse esimese tagajärje avaldise, võttes arvesse asjaolu, et väävli ja lämmastiku moodustumise standardentalpiad on võrdsed nulliga:

\u003d (3 × K 2 SO 4 + 2 × CaSO 4 + 2 × CO 2) -

- (6× KNO 3 + 2× CaCO 3).

Asendame ainete moodustumise standardsete entalpiate väärtused:

3 × (-1438) + 2 × (-1432) + 2 × (-393,5) - (6 × (-493) + 2 × (-1207)).

2593 kJ.

Sest< 0, то реакция экзотермическая.

4. Arvutage reaktsiooni standardentalpia:

2C 2 H 5 OH (vedelik) \u003d C 2 H 5 OC 2 H 5 (vedelik) + H 2 O (vedelik)

vastavalt ainete standardsete põlemisentalpiate väärtustele:

C2H5OH \u003d -1368 kJ / mol;

C 2 H 5 OC 2 H 5 \u003d -2727 kJ / mol.

Kirjutame Hessi seaduse teise tagajärje avaldise, võttes arvesse asjaolu, et vee (kõrgeima oksiidi) põlemise standardentalpia on võrdne nulliga:

2 × C 2 H 5 OH - C 2 H 5 OC 2 H 5 .

Asendame reaktsioonis osalevate ainete standardsete põlemisentalpiate väärtused:

2 × (-1368) - (-2727).

Hessi seadusest tulenevad tagajärjed võimaldavad kaudsete andmete põhjal arvutada mitte ainult reaktsioonide standardentalpiaid, vaid ka ainete moodustumise ja põlemise standardsete entalpiate väärtusi.

5. Määrake süsinikmonooksiidi (II) moodustumise standardentalpia järgmiste andmete alusel:

Võrrand (1) näitab, et selle reaktsiooni standardne entalpia muutus vastab CO 2 moodustumise standardsele entalpiale.

Kirjutame reaktsiooni (2) Hessi seaduse esimese järelduse avaldise:

CO = CO 2 -.

Asendage väärtused ja saate:

CO \u003d -293,5 - (-283) \u003d -110,5 kJ / mol.

Seda probleemi saab lahendada muul viisil.

Lahutades esimesest võrrandist teise võrrandi, saame:

6. Arvutage reaktsiooni standardentroopia:

CH 4 (gaas) + Cl 2 (gaas) \u003d CH 3 Cl (gaas) + HCl (gaas),

ainete standardentroopiate väärtuste järgi:

Reaktsiooni standardentroopia arvutame järgmise valemiga:

\u003d (CH3Cl + HCl) - (CH4 + Cl2).

234 + 187 - (186 + 223) = 12 J / (mol × K).

7. Arvutage reaktsiooni standardne Gibbsi energia:

C 2 H 5 OH (vedelik) + H 2 O 2 (vedel) = CH 3 COH (gaas) + 2H 2 O (vedelik)

järgmiste andmete kohaselt:

Tehke kindlaks, kas selle reaktsiooni spontaanne esinemine on standardtingimustes võimalik.

Arvutame reaktsiooni standardse Gibbsi energia valemiga:

\u003d (CH 3 COH + 2 × H 2 O) - (C 2 H 5 OH + H 2 O 2).

Asendades tabeliväärtused, saame:

129 + 2 × (-237) - ((-175) + (-121) = -307 kJ / mol.

Sest< 0, то самопроизвольное протекание данной реакции возможно.

C 6 H 12 O 6 (tahke) + 6O 2 (gaas) \u003d 6CO 2 (gaas) + 6H 2 O (vedel).

teadaolevad andmed:

Arvutame reaktsiooni standardentalpia ja entroopia väärtused, kasutades Hessi seaduse esimest järeldust:

6 CO 2 + 6 H 2 O - C 6 H 12 O 6 - 6 O 2 \u003d

6 × (-393,5) + 6 × (-286) - (-1274,5) - 6 × 0 = -2803 kJ;

6 CO 2 + 6 H 2 O - C 6 H 12 O 6 - 6 O 2 \u003d

6 × 214 + 6 × 70 - 212 - 6 × 205 = 262 J/K = 0,262 kJ/K.

Leiame reaktsiooni standardse Gibbsi energia seosest:

T× = –2803 kJ – 298,15 K×0,262 kJ/K =

9. Arvutage seerumi albumiini hüdratatsioonireaktsiooni Gibbsi standardenergia 25 0 С juures, mille puhul DH 0 = -6,08 kJ/mol, DS 0 = -5,85 J/(mol×K). Hinnake entalpia- ja entroopiategurite panust.

Arvutame reaktsiooni standardse Gibbsi energia valemiga:

DG 0 = DH 0 - T × DS 0.

Väärtused asendades saame:

DG 0 \u003d -6,08 kJ / mol - 298 K × (-5,85 × 10 - 3) kJ / (mol × K) \u003d

4,34 kJ/mol.

Sel juhul takistab entroopia tegur reaktsiooni kulgemist, entalpiategur aga soosib seda. Spontaanne reaktsioon on võimalik, kui st madalatel temperatuuridel.

10. Määrake temperatuur, mille juures trüpsiini denaturatsioonireaktsioon spontaanselt kulgeb, kui = 283 kJ/mol, = 288 J/(mol×K).

Temperatuuri, mille juures mõlemad protsessid on võrdselt tõenäolised, saab leida seosest:

Sel juhul takistab entalpiategur reaktsiooni kulgu, entroopia tegur aga soosib seda. Spontaanne reaktsioon on võimalik, kui:

Seega on protsessi spontaanse toimumise tingimus T > 983 K.

Küsimused enesekontrolliks

1. Mis on termodünaamiline süsteem? Milliseid termodünaamilisi süsteeme te teate?

2. Loetlege teile teadaolevad termodünaamilised parameetrid. Millised neist on mõõdetavad? Milline mõõtmatuks?

3. Mis on termodünaamiline protsess? Mis on protsessid, mis toimuvad ühe parameetri konstantse kutsumisel?

4. Milliseid protsesse nimetatakse eksotermilisteks? Mis on endotermilised?

5. Milliseid protsesse nimetatakse pöörduvateks? Millised on pöördumatud?

6. Mida mõeldakse mõiste "süsteemi seisund" all? Millised on süsteemi olekud?

7. Milliseid süsteeme uurib klassikaline termodünaamika? Esitage termodünaamika esimene ja teine ​​postulaat.

8. Milliseid muutujaid nimetatakse olekufunktsioonideks? Loetlege olekufunktsioonid, mida teate.

9. Mis on siseenergia? Kas siseenergiat saab mõõta?

10. Mis on entalpia? Mis on selle mõõde?

11. Mis on entroopia? Mis on selle mõõde?

12. Mis on Gibbsi vaba energia? Kuidas seda arvutada? Mida saab selle funktsiooni abil määrata?

13. Milliseid reaktsioone nimetatakse eksergoonilisteks? Millised on endergoonilised?

14. Sõnasta termodünaamika esimene seadus. Mis on soojuse ja töö samaväärsus?

15. Sõnasta Hessi seadus ja selle tagajärjed. Mis on aine moodustumise (põlemise) standardentalpia?

16. Sõnasta termodünaamika teine ​​seadus. Millistel tingimustel kulgeb protsess isoleeritud süsteemis spontaanselt?

Ülesannete variandid iseseisvaks lahendamiseks

Valik number 1

4NH3 (gaas) + 5O 2 (gaas) \u003d 4NO (gaas) + 6H2O (gaas),

Tehke kindlaks, mis tüüpi (ekso- või endotermiline) see reaktsioon kuulub.

C 2 H 6 (gaas) + H 2 (gaas) \u003d 2CH 4 (gaas),

3. Arvutage b-laktoglobuliini hüdratatsioonireaktsiooni Gibbsi standardenergia 25 0 С juures, mille puhul DH 0 = -6,75 kJ, DS 0 = -9,74 J/K. Hinnake entalpia- ja entroopiategurite panust.

Valik number 2

1. Arvutage reaktsiooni standardentalpia:

2NO 2 (gaas) + O 3 (gaas) \u003d O 2 (gaas) + N 2 O 5 (gaas),

kasutades ainete moodustumise standardsete entalpiate väärtusi:

Tehke kindlaks, mis tüüpi (ekso- või endotermiline) see reaktsioon kuulub.

2. Arvutage reaktsiooni standardentalpia:

kasutades ainete standardsete põlemisentalpiate väärtusi:

3. Arvutage kümotrüpsinogeeni termilise denaturatsiooni reaktsiooni Gibbsi standardenergia temperatuuril 50 0 С, mille puhul DH 0 = 417 kJ, DS 0 = 1,32 J/K. Hinnake entalpia- ja entroopiategurite panust.

Valik number 3

1. Arvutage benseeni ja tsükloheksaani hüdrogeenimise reaktsiooni standardentalpia kahel viisil, st kasutades ainete moodustumise ja põlemise standardsete entalpiate väärtusi:

Cu (tahke) + ZnO (tahke) = CuO (tahke) + Zn (tahke)

3. 12,7 g vask(II)oksiidi redutseerimisel kivisöega (koos CO tekkega) neeldub 8,24 kJ soojust. Määrake CuO moodustumise standardentalpia, kui CO = -111 kJ/mol.

Valik number 4

1. Arvutage autotroofsetes bakterites Baglatoa ja Thiothpix toimuva kemosünteesi standard entalpia etappide kaupa ja summaarselt:

2H 2S (gaas) + O 2 (gaas) \u003d 2H 2O (vedel) + 2S (tahke);

2S (tahke) + 3O 2 (gaas) + 2H 2O (vedel) \u003d 2H 2 SO 4 (vedel),

2. Arvutage reaktsiooni standardentalpia:

C 6 H 12 O 6 (tahke) \u003d 2C 2 H 5 OH (vedel) + 2CO 2 (gaas),

kasutades ainete standardsete põlemisentalpiate väärtusi:

4HCl (gaas) + O 2 (gaas) \u003d 2Cl 2 (gaas) + 2H 2 O (vedelik)

teadaolevad andmed:

Valik number 5

1. Arvutage reaktsiooni standardentalpia:

2CH 3 Cl (gaas) + 3O 2 (gaas) \u003d 2CO 2 (gaas) + 2H 2 O (vedelik) + 2HCl (gaas),

kasutades ainete moodustumise standardsete entalpiate väärtusi:

Tehke kindlaks, mis tüüpi (ekso- või endotermiline) see reaktsioon kuulub.

2. Arvutage reaktsiooni standardentalpia:

C6H6 (vedelik) + 3H2 (gaas) = ​​C6H12 (vedel),

kasutades ainete standardsete põlemisentalpiate väärtusi:

3. Arvutage trüpsiini denaturatsioonireaktsiooni Gibbsi standardenergia 50 0 С juures, mille puhul DH 0 = 283 kJ, DS 0 = 288 J/K). Hinnake protsessi edasisuunamise võimalust.

Valik number 6

1. Arvutage autotroofsete bakterite Thiobacillus Thioparus kemosünteesi standardentalpia:

5Na 2S 2 O 3 × 5H 2 O (tahke) + 7O 2 (gaasiline) = 5Na 2 SO 4 (tahke) + 3H 2 SO 4 (süvend) + 2S (tahke) + 22H 2 O (süvend.),

Tehke kindlaks, mis tüüpi (ekso- või endotermiline) see reaktsioon kuulub.

2. Arvutage reaktsiooni standardentalpia:

C 6 H 5 NO 2 (vedel) + 3H 2 (gaas) \u003d C 6 H 5 NH 2 (vedelik) + 2H 2 O (vedel),

kasutades ainete standardsete põlemisentalpiate väärtusi:

3. Hinnake entalpia- ja entroopiategurite rolli reaktsioonis:

H 2 O 2 (vedelik) + O 3 (gaas) \u003d 2O 2 (gaas) + H 2 O (vedelik)

teadaolevad andmed:

Määrake temperatuur, mille juures reaktsioon kulgeb spontaanselt.

Valik number 7

1. Arvutage CH 3 OH moodustumise standardentalpia järgmiste andmete põhjal:

CH3OH (vedel) + 1,5O 2 (gaas) = ​​CO 2 (gaas) + 2H 2O (vedel) DH 0 = -726,5 kJ;

C (grafiit) + O 2 (gaas) \u003d CO 2 (gaas) DH 0 \u003d -393,5 kJ;

H 2 (gaas) + 0,5O 2 (gaas) \u003d H 2 O (vedelik) DH 0 = -286 kJ.

2. Hinnake spontaanse reaktsiooni võimalust:

8Al (tahke) + 3Fe 3 O 4 (tahke) \u003d 9Fe (tahke) + Al 2 O 3 (tahke)

standardtingimustel, kui:

3. Arvutage DH 0 väärtus glükoosi muundamise võimalike reaktsioonide jaoks:

1) C 6 H 12 O 6 (kr.) \u003d 2C 2 H 5 OH (vedelik) + 2CO 2 (gaas);

2) C 6 H 12 O 6 (kr.) + 6O 2 (gaas) \u003d 6CO 2 (gaas) + 6H 2 O (vedelik).

teadaolevad andmed:

Milline neist reaktsioonidest tekitab suur kogus energiat?

Valik number 8

1. Arvutage MgCO 3 moodustumise standardentalpia järgmiste andmete põhjal:

MgO (tahke) + CO 2 (gaas) = ​​MgCO 3 (tahke) +118 kJ;

C 2 H 6 (gaas) + H 2 (gaas) \u003d 2CH 4 (gaas)

teadaolevad andmed:

3. Milliseid oksiide: CaO, FeO, CuO, PbO, FeO, Cr 2 O 3 saab alumiiniumi abil redutseerida vabaks metalliks temperatuuril 298 K:

Valik number 9

1. Arvutage Ca 3 (PO 4) 2 moodustumise standardentalpia järgmiste andmete põhjal:

3CaO (tahke) + P 2 O 5 (tahke) \u003d Ca 3 (PO 4) 2 (tahke) DH 0 \u003d -739 kJ;

P 4 (tahke) + 5O 2 (gaas) \u003d 2P 2 O 5 (tahke) DH 0 = -2984 kJ;

Ca (tahke) + 0,5O 2 (gaas) \u003d CaO (tahke) DH 0 \u003d -636 kJ.

2. Hinnake spontaanse reaktsiooni võimalust:

Fe 2 O 3 (tahke) + 3CO (gaas) \u003d 2Fe (tahke) + 3CO 2 (gaas)

standardtingimustel, kui:

3. Tehke kindlaks, milliseid loetletud oksiididest: CuO, PbO 2, ZnO, CaO, Al 2 O 3 saab vesinikuga redutseerida vabaks metalliks temperatuuril 298 K, kui see on teada:

Valik number 10

1. Arvutage etanooli moodustumise standardentalpia järgmiste andmete põhjal:

DH 0 põles läbi C2H5OH \u003d -1368 kJ / mol;

C (grafiit) + O 2 (gaas) \u003d CO 2 (gaas) + 393,5 kJ;

H 2 (gaas) + O 2 (gaas) \u003d H 2 O (vedelik) +286 kJ.

2. Arvutage reaktsiooni standardentroopia:

C 2 H 2 (gaas) + 2H 2 (gaas) \u003d C 2 H 6 (gaas),

teadaolevad andmed:

3. Arvutage energia hulk, mis vabaneb inimkehas, kes sõi 2 tükki suhkrut, igaüks 5 g, eeldades, et sahharoosi metabolismi peamine viis on selle oksüdeerimine:

C12H22O11 (tahke) + 12O2 (gaas) = ​​12CO 2 (gaas) + 11H2O (vedel) = -5651 kJ.

Valik number 11

1. Arvutage moodustumise C 2 H 4 standardentalpia järgmiste andmete põhjal:

C 2 H 4 (gaas) + 3O 2 (gaas) \u003d 2CO 2 (gaas) + 2H 2 O (vedel) + 1323 kJ;

C (grafiit) + O 2 (gaas) \u003d CO 2 (gaas) + 393,5 kJ;

H 2 (gaas) + 0,5O 2 (gaas) = ​​H 2 O (vedelik) +286 kJ.

2. Ilma arvutusi tegemata määrake järgmiste protsesside märk DS 0:

1) 2NH3 (gaas) = ​​N2 (gaas) + 3H2 (gaas);

2) CO 2 (kr.) \u003d CO 2 (gaas);

3) 2NO (gaas) + O 2 (gaas) = ​​2NO 2 (gaas).

3. Määrake, millise reaktsioonivõrrandi järgi toimub vesinikperoksiidi lagunemine standardtingimustes:

1) H 2 O 2 (gaas) \u003d H 2 (gaas) + O 2 (gaas);

2) H 2 O 2 (gaas) \u003d H 2 O (vedel) + 0,5 O 2 (gaas),

Valik number 12

1. Arvutage ZnSO 4 moodustumise standardentalpia järgmiste andmete põhjal:

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + SO 2 DH 0 = -890 kJ;

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3 DH 0 \u003d -196 kJ;

H 2 O (tahke) \u003d H 2 O (vedel),

H 2 O (vedelik) \u003d H 2 O (gaas),

H 2 O (tahke) \u003d H 2 O (gaas).

teadaolevad andmed:

3. Arvutage energia hulk, mis eraldub 10 g benseeni põlemisel järgmiste andmete alusel:

Valik number 14

1. Arvutage PCl 5 moodustumise standardentalpia järgmiste andmete põhjal:

P 4 (tahke) + 6Cl 2 (gaas) = ​​4PCl3 (gaas) DH 0 = -1224 kJ;

PCl 3 (gaas) + Cl 2 (gaas) \u003d PCl 5 (gaas) DH 0 = -93 kJ.

2. Arvutage süsinikdisulfiidi moodustumise CS 2 Gibbsi energia standardmuutus järgmiste andmete põhjal:

CS 2 (vedelik) + 3O 2 (gaas) \u003d CO 2 (gaas) + 2SO 2 (gaas) DG 0 = -930 kJ;

CO 2 \u003d -394 kJ / mol; SO 2 \u003d -300 kJ / mol.

3. Hinnake entalpia- ja entroopiategurite rolli reaktsioonis:

CaCO 3 (tahke) \u003d CaO (tahke) + CO 2 (gaas)

teadaolevad andmed:

Määrake temperatuur, mille juures reaktsioon kulgeb spontaanselt.

Valik number 15

1. Arvutage kristalse hüdraadi CuSO 4 × 5H 2 O moodustumise reaktsiooni termiline efekt vastavalt võrrandile:

CuSO 4 (tahke) + 5H 2 O (vedel) \u003d CuSO 4 × 5H 2 O (tahke),

Keemia üks olulisemaid küsimusi on keemilise reaktsiooni võimalikkuse küsimus. Keemilise reaktsiooni põhimõttelise teostatavuse kvantitatiivseks kriteeriumiks on eelkõige süsteemi olekule iseloomulik funktsioon, mida nimetatakse Gibbsi energiaks (G). Enne selle kriteeriumi käsitlemise juurde asumist peatume mitmel määratlusel.

spontaansed protsessid. Spontaansed protsessid on protsessid, mis toimuvad ilma välisest allikast pärit energiavarustuseta. Paljud keemilised protsessid on spontaansed, näiteks suhkru lahustumine vees, metallide oksüdeerumine õhus (korrosioon) jne.

Pööratavad ja pöördumatud protsessid. Paljud keemilised reaktsioonid kulgevad ühes suunas, kuni reagendid on täielikult ammendatud. Selliseid reaktsioone nimetatakse keemiliselt pöördumatu. Näiteks on naatriumi ja vee koostoime.

Teised reaktsioonid kulgevad esmalt edasisuunas ning seejärel reaktsiooniproduktide vastastikmõju tõttu edasi- ja tagasisuunas. Selle tulemusena moodustub segu, mis sisaldab nii lähteaineid kui ka reaktsiooniprodukte. Selliseid reaktsioone nimetatakse keemiliselt pöörduv. Keemiliselt pöörduva protsessi tulemusena tõeline (stabiilne) keemiline tasakaal, mida iseloomustavad järgmised omadused:

1) välismõjude puudumisel püsib süsteemi seisund määramata ajaks muutumatuna;

2) mis tahes muudatus välised tingimused viib süsteemi oleku muutumiseni;

3) tasakaaluseisund ei sõltu sellest, kummalt poolelt sellele jõutakse.

Tõelises tasakaalus oleva süsteemi näide on ekvimolekulaarne segu

CO (g) + H2O (g) CO 2 (g) + H2 (g).

Igasugune temperatuuri või muude tingimuste muutus põhjustab tasakaalu nihke, s.t. muutus süsteemi koostises.

Lisaks tõelistele tasakaaludele tuleb väga sageli ette näilisi (vale, takistatud) tasakaalu, mil süsteemi seisund püsib ajaliselt väga pikka aega, kuid väike mõju süsteemile võib kaasa tuua selle seisundi tugeva muutumise. Näiteks võib tuua vesiniku ja hapniku segu, mis välismõjude puudumisel võib toatemperatuuril püsida muutumatuna lõputult. Siiski piisab, kui lisada sellesse segusse plaatina asbesti (katalüsaatorit), kuna algab energiline reaktsioon.

H2 (g) + O2 (g) \u003d H2O (g),

mis põhjustab lähteainete täielikku ammendumist.

Kui sama katalüsaator sisestatakse samadel tingimustel vedelasse vette, on esialgset segu võimatu saada.

Entroopia. Mis tahes süsteemi olekut saab iseloomustada otse mõõdetud parameetrite väärtustega (p, T jne). See süsteemi makroolekule iseloomulik. Süsteemi olekut saab kirjeldada ka süsteemi iga osakese (aatomi, molekuli) omadustega: koordinaat, vibratsioonisagedus, pöörlemissagedus jne. See süsteemi mikroolekule iseloomulik. Süsteemid koosnevad väga suurest hulgast osakestest, nii et üks makrostaatus vastab suurele hulgale erinevatele mikroolekutele. Seda arvu nimetatakse oleku termodünaamiliseks tõenäosuseks ja seda tähistatakse kui W.

Termodünaamiline tõenäosus on seotud aine teise omadusega - entroopia (S, J / (mol. K)) - Boltzmanni valem

kus R on universaalne gaasikonstant ja N A on Avogadro konstant.

Entroopia füüsikalist tähendust saab selgitada järgmise mõtteeksperimendiga. Laske mõne aine, näiteks naatriumkloriidi, ideaalne kristall jahutada absoluutse nulltemperatuurini. Nendes tingimustes muutuvad kristalli moodustavad naatriumi- ja klooriioonid praktiliselt liikumatuks ning seda makroskoopilist olekut iseloomustab üksainus mikroolek, s.o. W = 1 ja vastavalt punktile (3.13) S = 0. Temperatuuri tõustes hakkavad ioonid kristallvõres tasakaaluasendite ümber võnkuma, suureneb ühele makroolekule vastavate mikroolekute arv ja sellest tulenevalt S>0.

Seega entroopia on süsteemi oleku häire mõõt. Süsteemi entroopia suureneb kõigis protsessides, millega kaasneb korra vähenemine (kuumutamine, lahustumine, aurustumine, lagunemisreaktsioonid jne). Protsessid, mis toimuvad järjekorra suurenemisega (jahtumine, kristalliseerumine, kokkusurumine jne), viivad entroopia vähenemiseni.

Entroopia on oleku funktsioon, kuid erinevalt enamikust teistest termodünaamilistest funktsioonidest on võimalik katseliselt määrata aine entroopia absoluutväärtust. See võimalus põhineb M. Plancki postulaadil, mille kohaselt absoluutses nullis on ideaalse kristalli entroopia null(termodünaamika kolmas seadus).

Aine entroopia sõltuvus temperatuurist on kvalitatiivselt esitatud joonisel. 3.1.

Joonisel fig. 3.1 on näha, et temperatuuril 0 K on aine entroopia null. Temperatuuri tõustes suureneb entroopia sujuvalt ja faasisiirdepunktides toimub entroopia järsk tõus, mille määrab seos

(3.14)

kus Δ f.p S, Δ f.p H ja T f.p on vastavalt entroopia, entalpia ja faasisiirde temperatuuri muutused.

Aine B entroopiat standardolekus tähistatakse kui . Paljude ainete puhul määratakse standardsete entroopiate absoluutväärtused ja need on toodud teatmeteostes.

Entroopia, nagu ka siseenergia ja entalpia, on oleku funktsioon, mistõttu süsteemi entroopia muutumine protsessis ei sõltu selle teest ning selle määravad vaid süsteemi alg- ja lõppseisund. Entroopia muutumise keemilise reaktsiooni käigus (3.10) võib leida reaktsiooniproduktide entroopiate summa ja lähteainete entroopiate summa erinevusena:

Ühes sõnastuses kasutatakse entroopia mõistet termodünaamika teine ​​seadus: isoleeritud süsteemides saavad spontaanselt kulgeda ainult entroopia suurenemisega (ΔS>0) toimuvad protsessid. Isoleeritud süsteemid on süsteemid, millega ei suhelda keskkond ei mateeriat ega energiat. Süsteemid, milles toimuvad keemilised protsessid, ei kuulu isoleeritud süsteemidesse, sest nad vahetavad energiat keskkonnaga (reaktsiooni termiline efekt) ning sellistes süsteemides võivad protsessid toimuda ka entroopia vähenemisega.

SO 2 (g) + 2H 2 S (g) \u003d 3S (t) + 2H 2 O (l), kui vääveloksiidi (IV), vesiniksulfiidi, väävli ja vee standardentroopiad on 248,1; 205,64; vastavalt 31,88 ja 69,96 J/(mol K).

Lahendus. Võrrandi (3.15) põhjal saame kirjutada:

Entroopia selles reaktsioonis väheneb, mis on seotud tahkete ja vedelate saaduste moodustumisega gaasilistest ainetest.

Näide 3.8. Ilma arvutusi tegemata määrake entroopia muutuse märk järgmistes reaktsioonides:

1) NH4NO3 (c) \u003d N2O (g) + 2H2O (g),

2) 2H2 (g) + O2 (g) \u003d 2H20 (g),

3) 2H2 (g) + O2 (g) = 2H20 (g).

Lahendus. Reaktsioonis (1) moodustab 1 mol kristallilises olekus NH 4 NO 3 3 mol gaase, seega D r S 1 >0.

Reaktsioonides (2) ja (3) väheneb nii gaasiliste ainete moolide koguarv kui ka moolide arv. Seetõttu D r S 2<0 и D r S 3 <0. При этом уменьшение энтропии в реакции (3) больше, чем в реакции (2) , так как S о (H 2 O (ж)) < S о (H 2 O (г)).

Gibbsi energia(isobaar-isotermiline potentsiaal). Paljudel juhtudel toimuvad looduses spontaansed protsessid potentsiaalide erinevuse olemasolul, näiteks elektripotentsiaalide erinevus põhjustab laengu ülekandmist ja gravitatsioonipotentsiaalide erinevus põhjustab keha kukkumise. Need protsessid lõpevad, kui minimaalne potentsiaal on saavutatud. Konstantsel rõhul ja temperatuuril toimuvate keemiliste protsesside liikumapanev jõud on isobaar-isotermiline potentsiaal, nn Gibbsi energia ja tähistatud G. Gibbsi energia muutus keemilises protsessis on määratud seosega

ΔG = ΔH –TΔS, (3.16)

kus ΔG on keemilise protsessi Gibbsi energia muutus; ΔH on keemilise protsessi entalpia muutus; ΔS on keemilise protsessi entroopia muutus; T on temperatuur, K.

Võrrandit (3.16) saab esitada järgmisel kujul:

∆H = ∆G + T∆S. (3.17)

Võrrandi (3.17) tähendus on see, et osa reaktsiooni soojusefektist kulub töö tegemiseks (ΔG) ja osa hajub keskkonda (TΔS).

Gibbsi energia on spontaanse reaktsiooni põhimõttelise võimaluse kriteerium. Kui Gibbsi energia reaktsiooni käigus väheneb, võib protsess kulgeda spontaanselt järgmistel tingimustel:

ΔG< 0. (3.18)

Protsess nendel tingimustel ei ole teostatav, kui

ΔG > 0. (3.19)

Avaldised (3.18) ja (3.19) tähendavad samaaegselt, et pöördreaktsioon ei saa (3.18) või võib (3.19) toimuda spontaanselt.

Reaktsioon on pöörduv, s.t. võib voolata nii edasi kui ka tagasi, kui

Võrrand (3.20) on keemilise tasakaalu termodünaamiline tingimus.

Seosed (3.18) – (3.20) on rakendatavad ka faasitasakaalu, s.o. juhtudel, kui sama aine kaks faasi (agregaatolekut) on tasakaalus, näiteks jää ja vedel vesi.

Entalpia ja entroopia tegurid. Valemitest (3.16) ja (3.18) tuleneb, et protsessid võivad kulgeda spontaanselt (ΔG<0), если они сопровождаются уменьшением энтальпии (ΔH<0) и увеличением энтропии системы (ΔS>0). Kui süsteemi entalpia suureneb (ΔH>0) ja entroopia väheneb (ΔS<0), то такой процесс протекать не может (ΔG>0). Teiste ΔS ja ΔН märkide puhul määrab protsessi kulgemise põhimõttelise võimaluse entalpia (ΔH) ja entroopia (ТΔS) tegurite suhe.

Kui ΔН>0 ja ΔS>0, s.o. Kuna entalpiakomponent toimib vastu ja entroopiakomponent soodustab protsessi kulgu, võib reaktsioon kulgeda spontaanselt entroopiakomponendi tõttu eeldusel, et |ΔH|<|TΔS|.

Kui entalpiakomponent soosib ja entroopia sellele protsessile vastu mõjub, võib reaktsioon kulgeda spontaanselt entalpiakomponendi tõttu eeldusel, et |ΔH|>|TΔS|.

Temperatuuri mõju reaktsiooni suunale. Temperatuur mõjutab Gibbsi energia entalpia- ja entroopiakomponente, millega võib kaasneda nende reaktsioonide Gibbsi energia märgi muutumine ja seega ka reaktsioonide suuna muutumine. Temperatuuri ligikaudseks hindamiseks, mille juures Gibbsi energia märk muutub, võime tähelepanuta jätta ΔН ja ΔS sõltuvuse temperatuurist. Siis järeldub võrrandist (3.16), et Gibbsi energia märk muutub temperatuuril

On ilmne, et Gibbsi energia märgimuutus koos temperatuurimuutusega on võimalik ainult kahel juhul: 1) ΔН>0 ja ΔS>0 ning 2) ΔН<0 и ΔS<0.

Standardne Gibbsi moodustumise energia on Gibbsi energia muutus 1 mooli ühendi moodustumise reaktsioonil lihtsatest ainetest, mis on standardtingimustes stabiilsed. Eeldatakse, et lihtainete moodustumise Gibbsi energia on null. Ainete moodustumise standardsed Gibbsi energiad leiate vastavatest teatmeraamatutest.

Keemilise reaktsiooni Gibbsi energia. Gibbsi energia on olekufunktsioon, st. selle muutumine protsessis ei sõltu selle voolu teekonnast, vaid on määratud süsteemi alg- ja lõppseisundiga. Seetõttu saab keemilise reaktsiooni (3.10) Gibbsi energia arvutada valemist

Pange tähele, et järeldused reaktsiooni toimumise põhimõttelise võimaluse kohta Δ r G järgi on rakendatavad ainult nendes tingimustes, mille puhul arvutatakse reaktsiooni Gibbsi energia muutus. Kui tingimused erinevad standardist, saab võrrandi abil leida Δ r G van't Hoffi isotermid, mis gaasidevahelise reaktsiooni (3.10) jaoks on kirjutatud kui

(3.23)

ja lahustunud ainete vahel

(3.24)

kus on vastavate ainete osarõhud; c A, c B, c D , c E on vastavate lahustunud ainete kontsentratsioonid; a, b, d, e on vastavad stöhhiomeetrilised koefitsiendid.

Kui reagendid on standardolekus, saavad võrrandid (3.23) ja (3.24) võrrandiks

Näide 3.9. Määrake standardtingimustel temperatuuril 298,15 K reaktsiooni NH 3 (g) + HCl (g) \u003d NH 4 Cl (k) võimalikkus, kasutades standardsete moodustumise entalpiate ja entroopiate andmeid.

Lahendus. Tuginedes Hessi seaduse esimesele järeldusele, leiame reaktsiooni standard entalpia:

; reaktsioon on eksotermiline, seetõttu soodustab entalpiakomponent reaktsiooni.

Arvutame reaktsiooni entroopia muutuse võrrandi järgi

Reaktsiooniga kaasneb entroopia vähenemine, mis tähendab, et entroopiakomponent toimib reaktsioonile vastu.

Leiame protsessi Gibbsi energia muutuse võrrandi (3.16) järgi:

Seega võib see reaktsioon standardtingimustes spontaanselt kulgeda.

Näide 3.10. Kasutades andmeid moodustumise ja entroopiate standardsete entalpiate kohta, määrake kindlaks, millisel temperatuuril tekib tasakaal süsteemis N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g).

Lahendus. Süsteemi tasakaalutingimus on ΔG=0. Selleks leiame seose (3.21) abil temperatuuri, mille juures ΔG=0. Arvutage reaktsiooni standardentalpia ja entroopia:

Entalpia komponent soosib ja entroopia komponent on reaktsioonile vastu, mis tähendab, et teatud temperatuuril on võimalik muuta Gibbsi energia märki ehk muuta reaktsiooni suunda.

Tasakaalutingimus kirjutatakse järgmiselt:

∆G = ∆H –T∆S,

või arvväärtusi asendades saame

0 \u003d - 92,38 - T (-198,3) 10 -3.

Seetõttu on reaktsioon temperatuuril tasakaalus

TO.

Sellest temperatuurist madalamal kulgeb reaktsioon edasisuunas ja üle selle temperatuuri vastupidises suunas.

Näide 3.11. Teatud temperatuuril T läheb endotermiline reaktsioon A®B praktiliselt lõpuni. Määrake: a) reaktsiooni märk D r S; b) märgi DG reaktsioonist B® A temperatuuril T; c) reaktsiooni B® A võimalikkus madalatel temperatuuridel.

Lahendus. a) Reaktsiooni A ® B spontaanne toimumine näitab, et DG<0. Поскольку DН>0, siis võrrandist
DG = DH – TDS tähendab, et DS>0; pöördreaktsiooni jaoks B ® A DS<0.

b) Reaktsioonile A ® B DG<0. Следовательно, для обратной реакции при той же температуре DG>0.

c) Reaktsioon A® B on endotermiline (DH<0), следовательно, обратная реакция В ® А экзотермическая. При низких температурах абсолютная величина члена TDS мала, так что знак DG определяется знаком DН. Следовательно, при достаточно низких температурах протекание реакции В ® А возможно.

Näide 3.12. Arvutage Gibbsi energia väärtus ja tehke kindlaks, kas reaktsioon CO + Cl 2 ÛCOCl 2 on võimalik temperatuuril 700 K, kui reaktsiooni tasakaalukonstant sellel temperatuuril on 10,83 atm -1 ja kõikide komponentide osarõhud on sama ja võrdne ühega.

Lahendus. Reaktsiooni A + B Û C + D seos D r G 0 ja K r on antud isotermi võrrandiga (3.22)

Standardtingimustes, kui iga reagendi osarõhk on 1 atm, võtab see suhe kuju

Järelikult võib reaktsioon T = 700 K juures kulgeda spontaanselt edasisuunas.

Küsimused ja ülesanded iseõppimiseks

1. Esitage rõhu ja temperatuuri arvväärtused rahvusvahelises mõõtühikute süsteemis, samuti atmosfäärides, elavhõbedamillimeetrites ja Celsiuse kraadides, mis vastavad standard- ja tavatingimustele.

2. Millist tingimust riigi funktsioonid rahuldavad? Mis määrab olekufunktsiooni väärtuse muutumise protsessis?

3. Milliste parameetrite püsivus iseloomustab isobaar-isotermilisi ja isohoorilisi-isotermilisi protsesse?

4. Sõnasta termodünaamika esimene seadus.

5. Millistel tingimustel on protsessi termiline efekt: a) võrdne selle protsessi entalpia muutusega; b) on võrdne protsessi siseenergia muutusega?

6. Keemiline reaktsioon toimub suletud reaktoris. Millise olekufunktsiooni muutus määrab reaktsiooni termilise efekti?

7. Keemilise reaktsiooni käigus tõuseb süsteemi temperatuur. Kas see protsess on eksotermiline või endotermiline? Millise märgiga (+) või (-) on selle protsessi entalpiamuutus?

8. Sõnasta Hessi seadus.

9. Defineerige mõiste "aine moodustumise standardentalpia".

10. Millised on molekulaarse kloori moodustumise standardsed entalpiad ja stabiilne temperatuuril 298 K raua α-Fe modifikatsioon?

11. Valge fosfori moodustumise standardentalpia on null ja punase - (-18,41) kJ / mol. Milline allotroopsetest modifikatsioonidest on stabiilsem temperatuuril 25 o C?

12. Sõnasta Hessi seaduse 1. tagajärg.

13. Defineerige mõiste "aine standardne põlemisentalpia".

14. Kuidas on süsinikdioksiidi moodustumise standardentalpia ja süsinikdioksiidi standardne põlemisentalpia stabiilsed süsinik-grafiidi modifikatsioonil T = 298 K?

15. Too 3 näidet spontaansetest keemilistest protsessidest.

16. Loetlege keemilise (tõelise) tasakaalu tunnused.

17. Too näiteid protsessidest, millega kaasneb: a) entroopia suurenemine; b) entroopia vähenemine.

18. Millise märgiga peaks olema spontaanselt toimuva reaktsiooni entroopia muutus, kui Δ r Н=0?

19. Millise märgiga peaks olema kaltsiumkarbonaadi termilise lagunemise reaktsiooni entroopia muutus? Miks? Kirjutage reaktsioonivõrrand.

20. Milliseid reaktsioonis osalejate termodünaamilisi omadusi peate teadma, et lahendada reaktsiooni võimalikkuse küsimus?

21. Gaasidevahelise eksotermilise reaktsiooniga kaasneb mahu suurenemine. Mida saab öelda sellise reaktsiooni võimalikkuse kohta?

22. Millisel järgmistest juhtudest on temperatuuri muutusega võimalik reaktsiooni suunda muuta: a) DH<0, DS<0; б) DH>0, DS>0; c) DH<0, DS>0; d) DH>0, DS<0?

23. Leidke gaasilise väävel(IV)oksiidi hapnikuga oksüdeerimise standardentalpia gaasiliseks väävel(VI)oksiidiks. Standardsed moodustumise entalpiad SO 2 - (-297 kJ / mol) ja SO 3 - (-395 kJ / mol).

Vastus: -196 kJ.

24. Märkige entroopia muutuse märk järgmistes reaktsioonides:

a) CO (G) + H2 (G) \u003d C (T) + H20 (G);

b) CO 2 (G) + C (T) \u003d 2CO (G);

c) FeO (T) + CO (G) \u003d Fe (T) + CO 2 (G);

d) H20 (W) = H20 (G);

Vastus: a) (-); b) (+); c)(~0); d) (+); e) (-).

25. Leidke gaasilise väävel(IV)oksiidi oksüdatsiooni hapnikuga reaktsiooni standardentroopia gaasiliseks väävel(VI)oksiidiks. SO2 moodustumise standardentroopia (248 J / (mol K), SO3- (256 J/(mol K)), O2- (205 J/(mol K)).

Vastus: -189 J/K.

26. Leidke reaktsiooni entalpia benseeni sünteesil atsetüleenist, kui benseeni põlemise entalpia on (-3302 kJ / mol) ja atsetüleeni - (-1300 kJ / mol).

Vastus: - 598 kJ.

27. Leidke naatriumvesinikkarbonaadi lagunemisreaktsiooni Gibbsi standardenergia. Kas nendes tingimustes on reaktsioon võimalik spontaanselt kulgeda?

Vastus: 30,88 kJ.

28. Leidke reaktsiooni 2Fe (T) + 3H 2 O (G) \u003d Fe 2 O 3 (T) + 3H 2 (G) Gibbsi standardenergia (süsinikterase korrosioonireaktsioonid veeauruga). Kas nendes tingimustes on reaktsioon võimalik spontaanselt kulgeda?

Vastus: -54,45 kJ.

29. Millisel temperatuuril tekib keemiline tasakaal süsteemis 2NO (g) + O 2 (g) Û 2NO 2 (g)?

Vastus: 777 K.

30. Leidke 1 g vee aurustumisprotsessi termiline efekt (aurustumise erisoojus) temperatuuril 298 K, kui H 2 O (l) moodustumise standardentalpia on (-285,84 kJ / mol) ja gaasiline - (-241,84 kJ /mol).

Vastus: 2,44 kJ / g.

3.4 Ülesanded jooksva ja vahejuhtimise jaoks

I jaotis

1. Süsinikdioksiidi moodustumise protsess grafiidi põlemisel hapnikus võib toimuda kahel viisil:

I. 2C (g) + O2 (g) \u003d 2CO (g); 2CO (g) + O 2 \u003d 2CO 2 (g), D r H ° \u003d -566 kJ.

II. C (gr) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g), D r H ° \u003d -393 kJ.

Leidke D f H°(CO).

Vastus: -110 kJ / mol.

2. Arvutage süsinikmonooksiidi (CO) tekkeentalpia ja põlemisentalpia järgmiste reaktsioonide põhjal:

I. 2C (g) + O 2 (g) \u003d 2CO (g), D r H ° \u003d -220 kJ.

II. 2CO (g) + O 2 (g) \u003d 2CO 2 (g), D r H ° \u003d -566 kJ.

Vastus: -110 kJ/mol; -283 kJ/mol.

3. Leidke termokeemilisest võrrandist naatriumsulfiti moodustumise standardentalpia

4Na 2 SO 3 (cr) \u003d 3Na 2 SO 3 (cr) + Na 2 S (cr) - 181,1 kJ,

Kui kJ/mol ja kJ/mol.

Vastus: -1090 kJ / mol.

4. Leidke metaani põlemisentalpia, mis põhineb reaktsioonil CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g), D r H ° \u003d -802 kJ.

Vastus: -802 kJ / mol.

5. Ennusta, kas see on positiivne või negatiivne

süsteemi entroopia muutus reaktsioonides:

a) H2O (g)® H2O (g) (temperatuuril 25 °C);

b) CaCO3 (t)® CaO (t) + CO2 (g);

c) N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g);

d) N2 (g) + O2 (g) = 2NO (g);

e) Ag + (lahus) + Cl - (lahus) = AgCl (t).

Andke selgitusi ilma arvutusi tegemata.

Vastus: a) +; b) +; V) -; d) ~0; e) -.

6. Ennustage DS-süsteemi märk igas järgmises

protsessid:

a) 1 mol CCl4(g) aurustamine;

b) Br2(g) → Br2(g);

c) AgCl(t) sadestamine NaCl(aq.) ja AgNO3 (aq.) segamisega.

Andke selgitusi.

Vastus: a) +; b) -; V)-.

7. Kasutades ainete entroopiate absoluutväärtuste tabeliväärtusi standardtingimustes (S °), võrrelge ainete absoluutsete entroopiate väärtusi temperatuuril 298 K igas järgmises paaris. :

a) 02 (g) ja 03 (g);

b) C (teemant) ja C (grafiit);

c) NaCl (t) ja MgCl2 (t).

Selgitage igal juhul S° erinevuse põhjust.

8. Arvutage reaktsioonide jaoks D r S°

a) N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g); b) 2SO 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2SO 3 (g),

kasutades standardtingimustes ainete absoluutsete entroopiate tabeliväärtusi.

Vastus: a) -197,74 J/K; b) -188,06 J/K.

9. Absoluutsete väärtuste tabeliväärtuste kasutamine

troopium (S°), arvutage D r S° järgmiste protsesside jaoks:

a) CO (g) + 2H2 (g) \u003d CH30H (g);

b) 2HCl (g) + Br2 (g) \u003d 2HBr (g) + Cl2 (g);

c) 2NO2 (g) = N204 (g).

Kas D r S° märk ühtib igal juhul sellega, mida peaks kvalitatiivsete esituste põhjal eeldama? Selgitage vastuseid.

Vastus: a) -218,83 J/K; b) 94,15 J/K; c) -175,77 J/K.

10. CO (g) moodustumise standardentalpia on -110,5 kJ/mol. 2 mol CO (g) põletamisel vabanes 566 kJ soojust. Arvutama

Vastus: -393,5 kJ / mol.

11. Määrake 100 kg lubja veega kustutamisel eralduv soojushulk: CaO (k) + H 2 O (l) \u003d Ca (OH) 2 (k), kui moodustumise standardsoojused CaO (k), H20 (l), Ca(OH)2(k) on vastavalt -635,14; -285,84; -986,2 kJ/mol.

Vastus: -1165357,2 kJ.

12. Määrake vesinikperoksiidi (H 2 O 2) veeks ja hapnikuks lagunemise entalpia, kasutades järgmisi andmeid:

SnCl 2 (p) + 2HCl (p) + H 2 O 2 (p) \u003d SnCl 4 (p) + 2H 2 O (l), D r H ° \u003d -393,3 kJ;

SnCl 2 (p) + 2HCl (p) + 1 / 2O 2 (g) \u003d SnCl 4 (p) + H 2 O (l), D r H ° \u003d -296,6 kJ.

Vastus: - 96,7 kJ.

13. Arvutage soojushulk, mis eraldub 10 6 kg ammoniaagi valmistamisel ööpäevas, kui

Vastus: -2,7. 10 9 kJ.

14. Tehke kindlaks järgmiste andmete põhjal:

P 4 (cr) + 6Cl 2 (g) \u003d 4PCl 3 (l), D r H ° \u003d -1272,0 kJ;

PCl 3 (g) + Cl 2 (g) \u003d PCl 5 (cr), D r H ° = -137,2 kJ.

Vastus: -455,2 kJ / mol.

15. Arvutage reaktsiooni entalpia muutus standardtingimustes: H 2 (g) + 1 / 3O 3 (g) \u003d H 2 O (g), tuginedes järgmistele andmetele:

2O 3 (g) \u003d 3O 2 (g), D r H ° \u003d -288,9 kJ,

kJ/mol.

Vastus: -289,95 kJ.

16. Arvutage PbO moodustumise reaktsiooni standardentalpia, kasutades järgmisi andmeid:

1) 2Pb (cr) + O 2 (g) \u003d 2PbO2 (cr) - 553,2 kJ;

2) 2PbO 2 (cr) \u003d 2PbO (cr)) + O 2 (g) + 117,48 kJ.

Vastus: -217,86 kJ / mol.

17. Arvutage CuCl moodustumise reaktsiooni standardentalpia järgmiste andmete abil:

1) CuCl 2 (cr) + Cu (cr) = 2 CuCl (cr) - 63,5 kJ;

2) Cu (cr) + Cl2 (g) = CuCl2 (cr) - 205,9 kJ.

Vastus: 134,7 kJ / mol.

18. Arvutage vedelas olekus metüülalkoholi Δ f H°, teades järgmisi andmeid:

H2 (g) + 1/2O2 (g) \u003d H2O (g), D r H ° \u003d -285,8 kJ;

C (gr) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g), D r H ° \u003d -393,7 kJ;

CH3OH (l) + 3/2O2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2O (l), D r H ° \u003d -715,0 kJ.

Vastus: -250,3 kJ / mol.

19. Benseeni ja atsetüleeni standardsed põlemisentalpiad on vastavalt -3270 ja -1302 kJ / mol. Määrake atsetüleeni benseeniks muutumise D r H °: 3C 2 H 2 (g) \u003d C 6 H 6 (g).

Vastus: -636 kJ.

20. Määrake raudoksiidi (III) moodustumise standardentalpia, kui 20 g raua oksüdeerumisel vabanes 146,8 kJ soojust.

Vastus: -822 kJ / mol.

21. Arvutage soojushulk, mis eraldub 22,4 liitri ammoniaagi vastuvõtmisel (n.o.), kui

N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH3 (g), D r H ° \u003d -92 kJ.

Vastus: -46 kJ.

22. Määrake etüleeni Δ f H°, kasutades järgmisi andmeid.

C2H4 (g) + 3O2 (g) \u003d 2CO2 (g) + 2H20 (g) -1323 kJ;

C (gr) + O 2 (g) \u003d CO2 (g) -393,7 kJ;

H2 (g) + 1/2O2 (g) \u003d H20 (g) -241,8 kJ.

Vastus: 52 kJ / mol.

23. Arvutage reaktsiooni entalpia F (g) + Li (g) \u003d F - (g) + Li + (g),

kui F (g) + e \u003d F - (g) -322 kJ / mol;

Li (g) \u003d Li + (g) + e + 520 kJ / mol.

Vastus: 198 kJ.

24. Arvutage Hg 2 Br 2 moodustumise standardentalpia järgmiste andmete abil:

1) HgBr2 (cr) + Hg (g) = Hg2Br2 (cr) - 37,32 kJ;

2) HgBr 2 (cr) \u003d Hg (l) + Br 2 (l) + 169,45 kJ.

Vastus: -206,77 kJ / mol.

25. Arvutage naatriumvesinikkarbonaadi moodustumise standardentalpia järgmiste andmete abil:

2NaHCO 3 (cr) \u003d Na 2 CO 3 (cr) + CO 2 (g) + H 2 O (g) + 130,3 kJ,

Kui kJ/mol;

C (gr) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g) - 393,7 kJ; H2 (g) + 1/2O2 (g) \u003d H20 (g) -241,8 kJ.

Vastus: -947,4 kJ / mol.

26. Arvutage CaCO 3 moodustumise standardentalpia (cr), kasutades järgmisi andmeid:

Ca (OH) 2 (c) + CO 2 (g) \u003d CaCO 3 (cr) + 173,9 kJ;

C (gr) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g) - 393,7 kJ;

kJ/mol.

Vastus: -1206 kJ / mol.

27. Määrake raudoksiidi (III) moodustumise standardentalpia, kui reaktsiooni käigus

2Fe + Al 2 O 3 \u003d Fe 2 O 3 + 2 Al

iga 80 g Fe 2 O 3 kohta neeldub 426,5 kJ soojust, kJ/mol.

Vastus: -823 kJ / mol.

28. Kui palju soojust tuleb kulutada 11,2 kg raua saamiseks, kui vastavalt termokeemilisele võrrandile FeO (t) + H 2 (g) \u003d Fe (t) + H 2 O (g) + 23 kJ .

Vastus: 4600 kJ.

29. Leidke teemandi põlemissoojus, kui grafiidi standardpõlemissoojus on -393,51 kJ / mol ja soojus on

ja faasisiire С(grafiit) ® С(teemant) on

1,88 kJ/mol.

Vastus: -395,39 kJ / mol.

30. Kui palju soojust eraldub 1 kg punase fosfori muutmisel mustaks fosforiks, kui see on teada?

et punase ja musta fosfori moodustumise standardentalpiad on vastavalt -18,41 ja -43,20 kJ/mol.

Vastus: -800 kJ.

II jaotis

Arvutage keemilise reaktsiooni Gibbsi energia standardmuutus temperatuuril 25 °C standardsete moodustumise entalpiate ja keemiliste ühendite absoluutsete entroopiate väärtustest ning tehke kindlaks spontaanse reaktsiooni võimalus:

1. 4NH 3g + 5O 2g = 4NO g + 6H20 g.

Vastus: -955,24 kJ; reaktsioon on võimalik.

2. SO 2g + 2H 2S g \u003d 3S kuni + 2H 2O süvend.

Vastus: -107,25 kJ; reaktsioon on võimalik.

3. 2H2Sg + 3O 2g = 2H2Og + 2SO 2g.

Vastus: -990,48 kJ; reaktsioon on võimalik.

4. 2NO g + O 3g + H 2 O süvend \u003d 2HNO 3g.

Vastus: - 260,94 kJ; reaktsioon on võimalik.

5. 3Fe 2 O 3k + CO g \u003d 2Fe 3 O 4k + CO 2g.

Vastus: - 64,51 kJ; reaktsioon on võimalik.

6. 2CH 3OH w + 3O 2g \u003d 4H2Og + 2CO 2g.

Vastus: - 1370,46 kJ; reaktsioon on võimalik.

7. CH 4g + 3CO 2g \u003d 4CO g + 2H 2O g.

Vastus: 228,13 kJ; reaktsioon pole võimalik.

8. Fe 2 O 3k + 3CO g \u003d 2Fe k + 3CO 2g.

Vastus: -31,3 kJ; reaktsioon on võimalik.

9. C 2 H 4g + 3O 2g \u003d 2CO 2g + 2H 2O g.

Vastus: -1313,9 kJ; reaktsioon on võimalik.

10. 4NH 3g + 3O 2g = 6H2Og + 2N 2g.

Vastus: -1305,69 kJ; reaktsioon on võimalik.

11. 4NO 2g + O 2g + 2H 2O x = 4HNO 3g.

Vastus: -55,08 kJ; reaktsioon on võimalik.

12. 2HNO 3l + NO g = 3NO 2g + H 2 O l.

Vastus: -7,71 kJ; reaktsioon on võimalik.

13. 2C 2H 2g + 5O 2g \u003d 4CO 2g + 2H2O g.

Vastus: -2452,81 kJ; reaktsioon on võimalik.

14. Fe 3 O 4k + 4H 2g \u003d 3Fe kuni + 4H 2O g.

Vastus: 99,7 kJ; reaktsioon pole võimalik.

15. 2Fe 2 O 3k + 3C k \u003d 4Fe k + 3CO 2g.

Vastus: 297,7 kJ; reaktsioon pole võimalik.

16. Fe 3 O 4k + 4CO g \u003d 3Fe k + 4CO 2g.

Vastus: -14,88 kJ; reaktsioon on võimalik.

17. 2H 2S g + O 2g \u003d 2H 2O süvend + 2S c.

Vastus: -407,4 kJ; reaktsioon on võimalik.

18. Fe 2O 3k + 3H 2g \u003d 2Fe kuni + 3H 2O g.

Vastus: 54,47 kJ; reaktsioon pole võimalik.

Arvutage keemilise reaktsiooni Gibbsi energia standardmuutus temperatuuril 25 °C standardsete moodustumise entalpiate ja keemiliste ühendite absoluutsete entroopiate väärtuste põhjal ning määrake, millisel temperatuuril tekib süsteemis tasakaal.

19. 4HCl g + O 2g ↔ 2Cl 2g + 2H 2 O f.

Vastus: -93,1 kJ; ~552 K.

20. Cl 2g + 2HI g ↔ I 2c + 2HCl g.

Vastus: -194,0 kJ; ~1632 K.

21. SO 2g + 2CO g ↔ 2CO 2g + S c.

Vastus: -214,24 kJ; ~1462 K.

22. CH 4g + 2H 2 Og ↔ CO 2g + 4H 2g.

Vastus: 113,8 kJ; ~959 K.

23. CO g + 3H 2g ↔ CH 4g + H 2 O g.

Vastus: -142,36 kJ; ~ 963 K.

Arvutage keemilise reaktsiooni Gibbsi energia muutus temperatuuril 350 °C standardsete moodustumise entalpiate ja keemiliste ühendite absoluutsete entroopiate põhjal. Ignoreeri D f H° ja S° sõltuvust temperatuurist. Määrake spontaansete reaktsioonide võimalus:

24. 2РН 3g + 4O 2g \u003d P 2 O 5k + 3H 2 O g.

Vastus: 1910,47 kJ; reaktsioon on võimalik.

25. Cl 2 g + SO 2 g + 2H 2 O w = H 2 SO 4 w + 2 HCl g.

Vastus: -80,0 kJ; reaktsioon on võimalik.

26. P 2 O 5k + 5C k \u003d 2P k + 5CO g.

Vastus: 860,0 kJ; reaktsioon pole võimalik.

27. 2CO g + SO 2g \u003d S kuni + 2CO 2g.

Vastus: -154,4 kJ; reaktsioon on võimalik.

28. CO 2g + 4H 2g \u003d CH 4g + 2H20 g.

Vastus: -57,9 kJ; reaktsioon on võimalik.

29. NO g + O 3 g = O 2 g + NO 2 g.

Vastus: -196,83 kJ; reaktsioon on võimalik.

30. CH 4g + 2O 2g \u003d CO 2g + 2H 2O g.

Vastus: -798,8 kJ; reaktsioon on võimalik.