احتمال ترمودینامیکی جهت‌های مختلف واکنش‌های پیچیده در فرآیندهای پالایش نفت. سینتیک شیمیایی احتمال وقوع واکنش های شیمیایی

201. در کدام جهت، تحت شرایط استاندارد، واکنش N 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2NO (g) ادامه می یابد؟ پاسخ خود را با محاسبات پشتیبانی کنید.

202. تغییر انرژی گیبس یک واکنش را در 1000 K محاسبه کنید اگر Δ r N° 298 = 131.3 کیلوژول و ∆ r S° 298 \u003d 133.6 J / K (تاثیر دما تیروی ∆ اچو ∆ اسبی توجهی).

203. Δ را محاسبه کنید r G° 298 سیستم PbO 2 + Pb = 2PbO بر اساس ∆ r N° 298 و ∆ r Sواکنش دهنده 298 درجه تعیین کنید که آیا این واکنش ممکن است یا خیر.

204. تعیین کنید که واکنش Fe 2 O 3 (c) + 3H 2 \u003d \u003d Fe (c) + 3H 2 O (g) به طور خود به خود در شرایط استاندارد در کدام جهت ادامه می یابد.

205. تغییر انرژی گیبس را محاسبه کنید و با توجه به واکنش Cr 2 O 3 (t) + 3C (t) \u003d 2Cr (t) + 3CO (g) امکان کاهش اکسید کروم (III) با کربن در 1500 K را تعیین کنید. .

206. تنگستن از احیای اکسید تنگستن (IV) با هیدروژن به دست می آید. با توجه به واکنش WO 3 (t) + 3H 2 (g) \u003d W (t) + 3H 2 O (g) امکان وقوع این واکنش را در دمای 500 و 1000 درجه سانتیگراد تعیین کنید.

207. تغییر انرژی گیبس را محاسبه کنید و امکان وقوع این واکنش را در شرایط استاندارد CO (g) + H 2 O (l) \u003d CO 2 (g) + H 2 (g) تعیین کنید.

208. تغییر انرژی گیبس را محاسبه کنید و با توجه به واکنش 4CuO (t) \u003d 2Cu 2 O (t) + O 2 (g) امکان واکنش تجزیه اکسید مس (II) را در 400 و 1500 K تعیین کنید.

209. دمای واکنش همسان را در جهت جلو و معکوس تعیین کنید، اگر ∆ r N° 298 = = 38 کیلوژول، و ∆ r S° 298 = 207 J/K.

210. Δ را محاسبه کنید r G° 298 و ∆ r G 1000 درجه برای واکنش H 2 O (g) + + C (g) \u003d CO (g) + H 2 (g). دما چگونه بر احتمال ترمودینامیکی فرآیندی که در جهت رو به جلو پیش می رود تأثیر می گذارد؟

211. کدام یک از واکنش های زیر از نظر ترمودینامیکی محتمل تر است: 1) N 2 + O 2 \u003d 2NO یا 2) N 2 + 2O 2 \u003d 2NO 2؟ پاسخ خود را با محاسبات پشتیبانی کنید.

212. علامت ∆ را تعیین کنید r Gدرجه 298، بدون توسل به محاسبات، برای واکنش CaO (t) + CO 2 (g) \u003d CaCO 3 (t)، ∆ r N° 298 \u003d -178.1 کیلوژول در مول. پاسخ را توضیح دهید.

213. علامت ∆ را تعیین کنید r G° 298 برای فرآیند جذب ساکارز در بدن انسان، که به اکسیداسیون آن کاهش می یابد C 12 H 22 O 11 (s) + 12O 2 (g) \u003d 12CO 2 (g) + 11H 2 O (g).

214. بررسی کنید که آیا تهدیدی وجود دارد که اکسید نیتریک (I) که در پزشکی به عنوان ماده مخدر استفاده می شود، طبق واکنش 2N 2 O (g) + O 2 (g) توسط اکسیژن هوا به اکسید نیتریک بسیار سمی (II) اکسید شود. ) \u003d 4NO (G) .

215. گلیسیرین یکی از محصولات متابولیسم است که در نهایت در بدن به CO 2 (g) و H 2 O (l) تبدیل می شود. Δ را محاسبه کنید r Gدرجه ۲۹۸ واکنش اکسیداسیون گلیسرول اگر ∆ f G° 298 (C 3 H 8 O 3) = = 480 کیلوژول / مول.

216. تغییر انرژی گیبس را برای واکنش فتوسنتز 6CO 2 (g) + 6H 2 O (g) \u003d C 6 H 12 O 6 (محلول) + 6O 2 (گرم) محاسبه کنید.

217. دمایی را که در آن Δ است تعیین کنید r G° T \u003d 0، برای واکنش H 2 O (g) + CO (g) \u003d CO 2 (g) + H 2 (g).

218. محاسبه مشخصات ترمودینامیکی ∆ r N° 298 , ∆ r S° 298 , ∆ r G° 298 واکنش 2NO (g) \u003d N 2 O 4 (g). نتیجه گیری در مورد امکان واکنش در دمای 0. 25 و 100 درجه سانتی گراد، آن را با محاسبه تایید کنید.

219. آیا واکنش 3Fe 2 O 3 (c) + H 2 (g) \u003d 2Fe 3 O 4 (c) \u003d H 2 O (g) امکان پذیر است؟ پاسخ خود را با محاسبات پشتیبانی کنید.

220. تغییر انرژی گیبس واکنش را در 980 K محاسبه کنید اگر ∆ r N° 298 = 243.2 kJ و ∆ r S° 298 = 195.6 J/K (تاثیر دما بر ∆ اچو ∆ اسبی توجهی).

221. Δ را محاسبه کنید r G° 298 و ∆ r G 1000 درجه برای واکنش

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

دما چگونه بر احتمال ترمودینامیکی فرآیندی که در جهت رو به جلو پیش می رود تأثیر می گذارد؟

222. برهمکنش کاربید کلسیم با آب توسط دو معادله توصیف می شود:

الف) CaC 2 + 2H 2 O \u003d CaCO 3 + C 2 H 2؛ ب) CaC 2 + 5H 2 O \u003d CaCO 3 + 5H 2 + CO 2.

کدام واکنش از نظر ترمودینامیکی ارجح تر است؟ نتایج محاسبات را توضیح دهید.

223. جهت جریان خود به خودی واکنش SO 2 + 2H 2 \u003d Scr + 2H 2 O را در شرایط استاندارد تعیین کنید.

224. تغییر انرژی گیبس واکنش ZnS + 3 / 2O 2 \u003d ZnO + SO 2 را در 298 و 500 K محاسبه کنید.

225. جهت واکنش خود به خود را تعیین کنید

NH 4 Cl (c) + NaOH (c) \u003d NaCl (c) + H 2 O (g) + NH 3 (g).

تحت شرایط استاندارد

سرعت واکنش های شیمیایی

226. تعیین کنید اگر فشار کل در سیستم 3 برابر شود، سرعت یک واکنش گاز همگن 4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2 چند برابر تغییر می کند.

227. سرعت واکنش: 2NO + O 2 → 2NO 2 در غلظت های NO و O 2 برابر با 0.6 mol / dm 3 0.18 mol / (dm 3 ·min) است. ثابت سرعت واکنش را محاسبه کنید.

228. چند بار باید غلظت CO را در سیستم افزایش داد تا سرعت واکنش 2CO → CO 2 + C (tv) تا 4 برابر افزایش یابد؟

229. واکنش مطابق با معادله N 2 + O 2 → 2NO ادامه می یابد. غلظت اولیه نیتروژن و اکسیژن 0.049 و 0.01 mol/dm3 است. غلظت مواد را هنگامی که 0.005 مول NO در سیستم تشکیل می شود محاسبه کنید.

230. واکنش بین مواد A و B مطابق با معادله 2A + B \u003d C ادامه می یابد. غلظت ماده A 6 مول در لیتر و ماده B 5 مول در لیتر است. ثابت سرعت واکنش 0.5 l/(mol s) است. سرعت واکنش را در لحظه اولیه و در لحظه ای که 45 درصد از ماده B در مخلوط واکنش باقی می ماند محاسبه کنید.

231. دما را چند درجه باید افزایش داد تا سرعت واکنش 90 برابر شود؟ ضریب دمای van't Hoff 2.7 است.

232. ضریب دمایی سرعت واکنش تجزیه ید هیدروژن با توجه به واکنش 2HI \u003d H 2 + I 2 2 است. ثابت سرعت این واکنش را در 684 K محاسبه کنید، اگر در 629 K ثابت سرعت 8.9 10 باشد - 5 لیتر / (مول ثانیه).

233. ضریب دمایی سرعت واکنش را در صورتی که سرعت واکنش تا 25 برابر کاهش دما 45 درجه کاهش یابد، تعیین کنید.

234. محاسبه کنید که واکنش در 45 دقیقه در چه دمایی به پایان می رسد، اگر در دمای 293 کلوین 3 ساعت طول بکشد. ضریب دمایی سرعت واکنش را برابر با 3.2 در نظر بگیرید.

235. ثابت سرعت واکنش را در 680 K محاسبه کنید، اگر در 630 K ثابت سرعت این واکنش 8.9 -5 mol/(dm 3 s) باشد و γ = 2.

236. ثابت سرعت واکنش در 9.4 درجه سانتیگراد 2.37 دقیقه -1 و در 14.4 درجه سانتیگراد 3.204 دقیقه -1 است. انرژی فعال سازی و ضریب دمایی سرعت واکنش را محاسبه کنید.

237. اگر ضریب دمایی سرعت واکنش 3 باشد، محاسبه کنید که برای افزایش سرعت واکنش 50 و 100 برابر دما باید چند درجه افزایش یابد.

238. در دمای 393 کلوین واکنش در 18 دقیقه کامل می شود. اگر ضریب دمایی سرعت واکنش 3 باشد، پس از چه فاصله زمانی این واکنش در 453 کلوین به پایان می رسد؟

239. غلظت اولیه واکنش دهنده های واکنش CO + H 2 O (g) → CO 2 + H 2 برابر بود (mol / dm 3): \u003d 0.8؛ = 0.9; = 0.7; = 0.5. غلظت تمام شرکت کنندگان در واکنش را پس از افزایش 10 درصدی غلظت هیدروژن تعیین کنید.

240. واکنش بین مواد A و B با معادله A + 2B → C بیان می شود. غلظت اولیه ماده عبارتند از: [A] = 0.03 mol/l. [B] = 0.05 مول در لیتر. ثابت سرعت واکنش 0.4 است. سرعت واکنش اولیه و سرعت واکنش را پس از مدتی تعیین کنید، زمانی که غلظت ماده A 0.01 مول در لیتر کاهش می یابد.

241. در سیستم CO + Cl 2 = COCl 2، غلظت از 0.03 به 0.12 مول در لیتر و غلظت کلر از 0.02 به 0.06 مول در لیتر افزایش یافت. سرعت واکنش رو به جلو چقدر افزایش یافته است؟

242. اگر غلظت ماده A دو برابر شود و غلظت ماده B 2 برابر کاهش یابد، سرعت واکنش 2A + B → A 2 B چند بار تغییر می کند؟

243. چه نسبت (٪) از نووکائین در 10 روز از ذخیره آن در 293 K تجزیه می شود، اگر در 313 K ثابت سرعت هیدرولیز نووکائین 1 10 -5 روز -1 باشد و انرژی فعال سازی واکنش 55.2 کیلوژول در مول باشد. ?

244. در دمای 36 درجه سانتیگراد، ثابت سرعت تجزیه پنی سیلین 6·10 -6 ثانیه -1 و در دمای 41 درجه سانتیگراد 1.2·10 -5 ثانیه -1 است. ضریب دمایی واکنش را محاسبه کنید.

245. اگر انرژی فعال سازی 4 کیلوژول بر مول کاهش یابد، سرعت واکنشی که در 298 K رخ می دهد چند برابر افزایش می یابد؟

246. ضریب دمایی (γ) ثابت سرعت واکنش تجزیه پراکسید هیدروژن را در محدوده دمایی 25 درجه سانتیگراد تا 55 درجه سانتیگراد در E a= 75.4 کیلوژول بر مول.

247. تجزیه پراکسید هیدروژن با تشکیل اکسیژن در محلول KOH 0.045 مولار در دمای 22 درجه سانتیگراد به عنوان یک واکنش درجه اول با نیمه عمر τ 1/2 = 584 دقیقه رخ می دهد. سرعت واکنش را در زمان اولیه پس از مخلوط کردن حجم های مساوی از محلول 090/0 مولار KOH و محلول 042/0 مولار H 2 O 2 و مقدار پراکسید هیدروژن باقی مانده در محلول پس از یک ساعت محاسبه کنید.

248. با افزایش دما به میزان 27.8 درجه سانتیگراد، سرعت واکنش 6.9 برابر افزایش یافت. ضریب دمایی سرعت واکنش و انرژی فعال شدن این واکنش را در دمای 300 کلوین محاسبه کنید.

249. برای برخی از واکنش های مرتبه اول، نیمه عمر یک ماده در 351 K 411 دقیقه است. انرژی فعال سازی 200 کیلوژول بر مول است. محاسبه کنید که چقدر طول می کشد تا 75٪ از مقدار اولیه ماده در 402 K تجزیه شود.

250. ثابت سرعت یک واکنش معین در دمای 25 و 60 درجه سانتیگراد به ترتیب 1.4 و 9.9 دقیقه -1 است. ثابت سرعت این واکنش را در دمای 20 و 75 درجه سانتی گراد محاسبه کنید.

تعادل شیمیایی

251. ثابت تعادل واکنش A + B = C + D برابر با یک است. غلظت اولیه [A] = 0.02 mol/l. اگر غلظت اولیه [B] = 0.02 باشد، چند درصد از ماده A دچار تغییر شکل می شود. 0.1; 0.2 مول در لیتر؟

252. غلظت اولیه نیتروژن و هیدروژن در مخلوط واکنش برای به دست آوردن آمونیاک به ترتیب 4 و 10 mol/DM3 بود. اگر 50 درصد نیتروژن تا رسیدن به تعادل زمانی واکنش نشان داده باشد، غلظت تعادل اجزای مخلوط را محاسبه کنید.

253. واکنش برگشت پذیر طبق معادله A + B ↔ C + D ادامه می یابد. غلظت اولیه هر یک از مواد در مخلوط 1 مول در لیتر است. پس از برقراری تعادل، غلظت جزء C 1.5 mol/dm3 است. ثابت تعادل این واکنش را محاسبه کنید.

254. غلظت اولیه NO و O 2 و ثابت تعادل واکنش برگشت پذیر 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 را در صورتی که تعادل در غلظت های زیر از واکنش دهنده ها، mol / dm 3 برقرار شود، تعیین کنید: = 0.12. = 0.48; = 0.24.

255. تعادل شیمیایی در سیستم 2NO 2 ↔ NO + O 2 در چه جهتی تغییر می کند اگر غلظت تعادل هر جزء 3 برابر کاهش یابد؟

256. تعادل چند برابر کاهش می یابد فشار جزئیهیدروژن در طی واکنش N 2 + 3H 2 ↔ 2 NH 3 اگر فشار نیتروژن دو برابر شود؟

257. در سیستم 2NO 2 ↔ N 2 O 4 در 60 درجه سانتیگراد و فشار استاندارد، تعادل برقرار شد. چند بار باید حجم را کاهش داد تا فشار دو برابر شود؟

258. با افزایش دمای سیستم تعادل به کدام جهت تغییر می کند:

1) COCl 2 ↔ CO + Cl 2; ∆ r N° 298 = -113 کیلوژول بر مول

2) 2СО ↔ CO 2 + С; ∆ r N° 298 = -171 کیلوژول بر مول

3) 2SO 3 ↔ 2SO 2 + O 2; ∆ r N° 298 = -192 کیلوژول بر مول.

پاسخ را توضیح دهید.

259. واکنش AB (g) ↔ A (g) + B (g) در یک ظرف بسته انجام می شود. ثابت تعادل واکنش 0.04 و غلظت تعادل ماده B 0.02 mol/L است. غلظت اولیه ماده AB را تعیین کنید. چند درصد از ماده AB تجزیه شده است؟

260. هنگامی که آمونیاک با اکسیژن اکسید می شود، تشکیل نیتروژن و اکسیدهای مختلف نیتروژن امکان پذیر است. معادله واکنش را بنویسید و در مورد تأثیر فشار بر جابجایی تعادلی واکنش ها با تشکیل موارد زیر بحث کنید: الف) N 2 O. ب) NO 2.

261. تعادل واکنش برگشت پذیر C (tv) + H 2 O (g) ↔ CO (g) + H 2 (g) هنگامی که حجم سیستم 2 برابر کاهش می یابد به چه سمتی تغییر می کند؟

262. در یک دمای معین، تعادل در سیستم 2NO 2 ↔ 2NO + O 2 در غلظت های زیر برقرار شد: = 0.006 mol / L. = 0.024 مول در لیتر. ثابت تعادل واکنش و غلظت اولیه NO 2 را بیابید.

263. غلظت اولیه مونوکسید کربن و بخار آب یکسان و برابر با 0.1 mol/l است. غلظت تعادل CO، H 2 O و CO 2 را در سیستم CO (g) + H 2 O (g) ↔ CO (g) + H 2 (g) محاسبه کنید، اگر غلظت تعادل هیدروژن 0.06 باشد. مول در لیتر، ثابت تعادل را تعیین کنید.

264. ثابت تعادل واکنش 3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3 در دمای معین 2 است. در هر 1 لیتر مخلوط گازی چند مول نیتروژن باید وارد شود تا 75٪ از هیدروژن به آمونیاک تبدیل شود در صورتی که اولیه غلظت هیدروژن 10 مول در لیتر بود؟

265. در سیستم 2NO (g) + O 2 (g) ↔ 2NO 2 (g)، غلظت تعادل مواد = 0.2 مول در لیتر، = 0.3 مول در لیتر، = 0.4 مول در لیتر است. ثابت تعادل را محاسبه کرده و موقعیت تعادل را تخمین بزنید.

266. در ظرفی با ظرفیت 0.2 لیتر، 0.3 و 0.8 گرم هیدروژن و ید قرار داده شد. پس از برقراری تعادل، 0.7 گرم HI در رگ پیدا شد. ثابت تعادل واکنش را محاسبه کنید.

267. غلظت اولیه H 2 و I 2 به ترتیب 0.6 و 1.6 mol / L است. پس از برقراری تعادل، غلظت ید هیدروژن 0.7 مول در لیتر بود. غلظت تعادل H 2 و I 2 و ثابت تعادل را محاسبه کنید.

268. در دمای معین، ثابت تعادل واکنش 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 2.5 mol - l است و در مخلوط گاز تعادل = 0.05 mol / L و = 0.04 mol / L است. غلظت اولیه اکسیژن و NO را محاسبه کنید.

269. مواد A و B به ترتیب به مقدار 3 و 4 مول که در ظرفی با ظرفیت 2 لیتر قرار دارند مطابق با معادله 5A + 3B \u003d A 5 B 3 واکنش نشان می دهند.

1.6 مول از ماده A واکنش نشان داد مقدار ماده B مصرف شده و محصول به دست آمده را تعیین کنید. ثابت تعادل را محاسبه کنید.

270. هنگام مطالعه تعادل واکنش H 2 + I 2 = 2HI، مشخص شد که در غلظت های اولیه H 2 و I 2 از 1 mol / L، غلظت تعادل HI 1.56 مول در لیتر است. اگر غلظت اولیه H 2 و I 2 هر کدام 2 mol/L باشد، غلظت تعادلی ید هیدروژن را محاسبه کنید.

271. هنگام مطالعه تعادل H 2 + I 2 = 2HI، معلوم شد که غلظت تعادل H2، I2 و HI به ترتیب 4.2 است. 4.2; 1.6 مول در لیتر در آزمایش دیگری که در همان دما انجام شد، مشخص شد که غلظت تعادل I2 و HI 4.0 و 1.5 mol/l است. غلظت هیدروژن را در این آزمایش محاسبه کنید.

272. در دمای معینی در سیستم گاز تعادلی SO 2 - O 2 - SO 3، غلظت مواد به ترتیب به 0.035 رسید. 0.15 و 0.065 mol/l. ثابت تعادل و غلظت اولیه مواد را با فرض اینکه فقط اکسیژن و SO 2 باشد محاسبه کنید.

273. در ظرفی با ظرفیت 8.5 لیتر، تعادل CO (g) + Cl 2 (g) \u003d COCl 2 (g) برقرار شد. ترکیب مخلوط تعادلی (گرم): CO - 11، Cl 2 - 38 و COCl 2 - 42. ثابت تعادل واکنش را محاسبه کنید.

274. چگونه تغییر تعادل و ثابت تعادل واکنش H 2 (g) + Cl 2 (g) \u003d 2HCl (g)، ∆ اچ < 0, عوامل زیرالف) افزایش غلظت H 2، Cl 2 و HCl. ب) افزایش فشار 3 برابر؛ ج) افزایش دما؟

275. غلظت اولیه NO و Cl 2 در سیستم همگن 2NO + Cl 2 = 2NOCl به ترتیب 0.5 و 0.2 mol/dm 3 است. ثابت تعادل را اگر 35% NO تا زمان تعادل واکنش نشان داده باشد محاسبه کنید.

با استفاده از محلول های نمک منگنز، آهن، مس و روی و محلول سولفید سدیم، سولفیدهای مشخص شده را در چهار لوله آزمایش رسوب داده و رسوبات را با آب مقطر بشویید. روش تخلیهو سپس 2-3 میلی لیتر محلول رقیق اسید سولفوریک به هر یک از رسوبات اضافه کنید. چه اتفاقی می افتد؟ داده های تجربی را با نتایج محاسبات مقایسه کنید.

تجربه 3. انتخاب جهت واکنش

برهمکنش های زیر بین یون های E3+ و S2- در یک محلول آبی امکان پذیر است:

تعامل تبادلی؛

افزایش متقابل هیدرولیز؛

واکنش ردوکس، اگر حالت اکسیداسیون (+3) عنصر خیلی پایدار نباشد و می تواند به (+2) کاهش یابد:

2E 3+ + 3S 2– → E 2 S 3،

2E 3+ + 3S 2– + 6H 2 O → 2E (OH) 3 + 3H 2 S،

2E 3+ + 3S 2– → 2ES + S.

با استفاده از داده های جدول 2، محاسبات لازم را انجام دهید و دریابید که کدام یک از این گزینه ها برای سیر واکنش ها از نظر ترمودینامیکی به احتمال زیاد در هنگام برهمکنش محلول سولفید سدیم با نمک های آهن سه بار، آلومینیوم، کاتیون های کروم و بیسموت

جدول 2

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

با چه نشانه های بیرونی در هر مورد خاص می توان تعیین کرد که چه نوع تعاملی صورت گرفته است؟

1-2 میلی لیتر از محلول های نمک های مشخص شده را در سه لوله آزمایش ریخته و 1 میلی لیتر محلول سولفید سدیم اضافه کنید. در هر مورد چه مواردی رعایت می شود؟

آیا پیش بینی با نتایج تجربی مطابقت دارد؟

موضوع: سینتیک شیمیایی. کاتالیز. تعادل

کار آزمایشگاهی№ 7

سینتیک شیمیایی

ادبیات: 1. س 104-112; 3. ص 65-68; 4. س 61-64.

هدف کار:مطالعه تأثیر غلظت مواد واکنش دهنده و دما بر سرعت یک واکنش شیمیایی.

سوالات و تمرین هایی برای خودآمادگی.

1. مبحث سینتیک شیمیایی. سرعت یک واکنش شیمیایی را تعریف کنید. عوامل موثر بر سرعت واکنش شیمیایی را فهرست کنید.

2. یک عبارت ریاضی برای سرعت یک واکنش شیمیایی ارائه دهید. توضیح دهید که چرا در عبارت ریاضی علامت منفی برای سرعت وجود دارد. سرعت واکنش چگونه به دما بستگی دارد؟

3. قانون عمل توده را تدوین کنید. معنای فیزیکی ثابت سرعت چیست و چه عواملی بر مقدار آن تأثیر می گذارد؟

تأثیر دما بر سرعت یک واکنش شیمیایی.

4. انرژی فعال سازی. مجتمع فعال شده آنتروپی فعال سازی

5. طبقه بندی جنبشی واکنش ها. مولکولی و ترتیب واکنش

6. کاتالیزورها و کاتالیزورها.

7. کاتالیز همگن. تئوری ترکیبات میانی.

8. فرآیندهای برگشت پذیر و غیر قابل برگشت. شرایط شروع تعادل شیمیایی. ثابت تعادل شیمیایی و عوامل مؤثر بر آن.

9. اصل Le Chatelier. تغییر در تعادل شیمیایی

1. اگر حجم ظرف واکنش 3 برابر کاهش یابد، سرعت واکنش 2NO + O 2 = 2NO 2 چگونه تغییر می کند؟

2. مقدار ثابت سرعت واکنش A + B \u003d AB را پیدا کنید، اگر در غلظت های مواد A و B به ترتیب برابر با 0.5 و 0.1 مول در لیتر باشد، سرعت واکنش 0.005 مول در لیتر بر ثانیه است.

3. تعیین کنید که دما را چند درجه باید افزایش داد تا اگر ضریب دمایی سرعت واکنش 2 باشد، سرعت واکنش 8 برابر افزایش یابد.

تجهیزات.لوله های آزمایش حجمی - 8 عدد. پیپت پاستور (5 میلی لیتر) - 2 عدد. شیشه شیمیایی (100 میلی لیتر). آب حمام. دماسنج آزمایشگاهی (100 0 С). کرونومتر (یا مترونوم). اجاق برقی.

معرف ها:تیوسولفات سدیم محلول 0.5 درصد، اسید سولفوریک محلول 0.5٪،آب مقطر.

معرفی.محاسبات ترمودینامیکی این امکان را فراهم می کند که نتیجه گیری شود که این فرآیند امکان پذیر است، انتخاب شرایط برای انجام یک واکنش شیمیایی، تعیین ترکیب تعادلی محصولات، محاسبه درجات تئوری قابل دستیابی از تبدیل مواد اولیه و بازده محصولات. و همچنین اثرات انرژی (گرمای واکنش، گرمای تغییر در حالت تجمع) که برای تنظیم ترازهای انرژی و تعیین هزینه های انرژی ضروری است.

مهمترین مفاهیم ترمودینامیک «گرمای فرآیند» و «کار» است. کمیت هایی که وضعیت یک سیستم ترمودینامیکی را مشخص می کنند، پارامترهای ترمودینامیکی نامیده می شوند. اینها عبارتند از: دما، فشار، حجم مخصوص، چگالی، حجم مولی، انرژی داخلی خاص. کمیت های متناسب با جرم (یا مقدار ماده) سیستم ترمودینامیکی در نظر گرفته شده نامیده می شوند گسترده؛اینها حجم، انرژی داخلی، آنتالپی، آنتروپی هستند. متمرکزکمیت ها به جرم سیستم ترمودینامیکی بستگی ندارند و فقط به عنوان پارامترهای ترمودینامیکی به عنوان حالت عمل می کنند. اینها دما، فشار و گستردهمقادیر مربوط به واحد جرم، حجم یا مقدار یک ماده. تغییر پارامترهای فشرده به منظور تسریع فرآیندهای شیمیایی-فناوری نامیده می شود تشدید

در واکنش های گرمازا، ذخیره انرژی درونی مواد اولیه (U 1) بیشتر از محصولات حاصل (U 2) است. اختلاف ∆U = U 1 - U 2 به شکل گرما تبدیل می شود. برعکس، در واکنش های گرماگیر، به دلیل جذب مقدار معینی گرما، انرژی درونی مواد افزایش می یابد (U 2 > U 1). ΔU بر حسب J / mol بیان می شود یا در محاسبات فنی به 1 کیلوگرم یا 1 متر مکعب (برای گازها) اشاره می شود. مطالعه اثرات حرارتی واکنش ها یا حالت های تجمع یا اختلاط، انحلال توسط بخش شیمی فیزیک یا ترمودینامیک شیمیایی - ترموشیمی بررسی می شود. در معادلات ترموشیمیایی، اثر حرارتی واکنش نشان داده شده است. به عنوان مثال: C (گرافیت) + O 2 \u003d CO 2 + 393.77 کیلوژول / مول. گرمای تجزیه علامت مخالف دارند. برای تعریف آنها از جداول استفاده می شود. به گفته دی. یک ماده معین، m تعداد مول های آب است که در طی احتراق 1 مول از یک ماده تشکیل می شود، ∑x یک تصحیح ثابت برای یک سری همولوگ معین است. هر چه نامحدود تر باشد، ∑x بیشتر است.

برای هیدروکربن های استیلن ∑x=213 kJ/mol. برای هیدروکربن های اتیلن ∑x=87.9 kJ/mol. برای هیدروکربن های اشباع ∑x=0. اگر مولکول ترکیب دارای گروه های عملکردی و انواع پیوندهای مختلف باشد، مشخصه حرارتی با جمع یافت می شود.

اثر حرارتی یک واکنش برابر است با مجموع گرمای تشکیل محصولات واکنش منهای مجموع گرمای تشکیل مواد اولیه با در نظر گرفتن تعداد مول های همه مواد شرکت کننده در واکنش. مثلا برای واکنش نمای کلی: n 1 A + n 2 B \u003d n 3 C + n 4 D + Q x اثر حرارتی: Q x \u003d (n 3 Q C arr + n 4 Q D arr) - (n 1 Q A arr + n 2 Q B arr)

اثر حرارتی یک واکنش برابر است با مجموع گرمای احتراق مواد شروع کننده منهای مجموع گرمای احتراق محصولات واکنش، با در نظر گرفتن تعداد مول های همه واکنش دهنده ها. برای همان واکنش کلی:

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

احتمالسیر واکنش های تعادلی توسط ثابت تعادل ترمودینامیکی تعیین می شود که توسط:

К р = e - ∆ G º/(RT) = e - ∆ H º/ RT ∙ e ∆ S º/ R تجزیه و تحلیل این عبارت نشان می دهد که برای واکنش های گرماگیر (Q< 0, ∆Hº > 0با کاهش آنتروپی (∆Sº< 0) самопроизвольное протекание реакции невозможно так как – ∆G > 0. در ادامه، رویکرد ترمودینامیکی واکنش های شیمیایی با جزئیات بیشتری مورد بررسی قرار خواهد گرفت.

سخنرانی 4

قوانین اساسی ترمودینامیک قانون اول ترمودینامیک ظرفیت گرمایی و آنتالپی آنتالپی واکنش آنتالپی تشکیل ترکیب. آنتالپی احتراق قانون هس و آنتالپی واکنش.

قانون اول ترمودینامیک:تغییر انرژی داخلی (∆E) سیستم برابر با کار است نیروهای خارجی(A') به اضافه مقدار گرمای منتقل شده (Q): 1)∆Е=А'+Q; یا (نوع دوم) 2)Q=∆E+A – مقدار گرمای منتقل شده به سیستم (Q) صرف تغییر انرژی داخلی آن (∆E) و کار (A) انجام شده توسط سیستم می شود. این یکی از انواع قانون بقای انرژی است. اگر تغییر در وضعیت سیستم بسیار کوچک باشد، آنگاه: dQ=dE+δA - چنین رکوردی برای (δ) کوچک تغییر می کند. برای گاز (ایده آل) δА=pdV. در فرآیند ایزوکوریک δA=0، سپس δQ V =dE، از آنجایی که dE=C V dT، سپس δQ V =C V dT، که در آن CV ظرفیت گرمایی در حجم ثابت است. در یک محدوده دمایی کوچک، ظرفیت گرمایی ثابت است، بنابراین Q V = C V ∆T. از این معادله می توان ظرفیت گرمایی سیستم و گرمای فرآیندها را تعیین کرد. C V - طبق قانون ژول-لنز. در یک فرآیند ایزوباریک که بدون کار مفید پیش می‌رود، با توجه به اینکه p ثابت است و می‌توان آن را تحت علامت دیفرانسیل از براکت خارج کرد، یعنی δQ P =dE+pdV=d(E+pV)=dH، در اینجا H آنتالپی سیستم. آنتالپی مجموع انرژی داخلی (E) سیستم و حاصل ضرب فشار و حجم است. مقدار گرما را می توان بر حسب ظرفیت حرارتی همسان (С Р) بیان کرد: δQ P =С Р dT، Q V =∆E(V = const) و Q P =∆H(p = const) - پس از تعمیم. نتیجه این است که مقدار گرمای دریافتی توسط سیستم به طور منحصربه‌فردی با تغییر در برخی از تابع حالت (آنتالپی) تعیین می‌شود و تنها به حالت‌های اولیه و نهایی سیستم بستگی دارد و به شکل مسیری که فرآیند در طول آن انجام می‌شود بستگی ندارد. توسعه یافته. این ماده زیربنای بررسی مسئله اثرات حرارتی واکنش های شیمیایی است.

اثر حرارتی واکنشمربوط به تغییر متغیر شیمیایی است مقدار گرما، توسط سیستمی که در آن واکنش شیمیایی انجام شد و محصولات واکنش دمای معرف های اولیه را گرفتند (به عنوان یک قاعده QV و Q P) بدست می آید.

واکنش ها با اثر حرارتی منفی، یعنی با انتشار گرما در محیط گرمازا نامیده می شود. واکنش ها با مثبتاثر حرارتی، یعنی همراه با جذب گرما از محیط، نامیده می شود گرماگیر

معادله واکنش استوکیومتری به صورت زیر خواهد بود: (1) ∆H=∑b J H J - ∑a i H i یا ∆H=∑y i H i ; j نماد محصولات هستند، i نماد معرف ها هستند.

این موقعیتنامیده میشود قانون هس: مقادیر Е i , H i توابعی از وضعیت سیستم و در نتیجه ΔH و ∆Е هستند و بنابراین اثرات حرارتی Q V و Q р (Q V =∆Е, Q р =∆H) فقط به آنچه بستگی دارد. مواد در شرایط معین و محصولاتی که به دست می آیند واکنش نشان می دهند، اما به مسیری که فرآیند شیمیایی در آن انجام شده است (مکانیسم واکنش) بستگی ندارند.

به عبارت دیگر، آنتالپی یک واکنش شیمیایی برابر است با مجموع آنتالپی های تشکیل اجزای واکنش ضرب در ضرایب استوکیومتری اجزای مربوطه، که با علامت مثبت برای محصولات و با علامت منفی برای مواد اولیه گرفته می شود. بیایید به عنوان مثال پیدا کنیم∆H برای واکنش PCl 5 + 4H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl (2)

مقادیر جدولی آنتالپی های تشکیل جزء واکنش به ترتیب برای PCl 5 - 463 kJ / mol، برای آب (مایع) - 286.2 kJ / mol، برای H 3 PO 4 - 1288 kJ / mol، برای HCl (گاز) - 92.4 کیلوژول بر مول. با جایگزینی این مقادیر به فرمول: Q V =∆E، به دست می آوریم:

∆H=-1288+5(-92.4)-(-463)-4(-286.2)=-142kJ/mol

برای ترکیبات آلی، و همچنین برای CO، انجام فرآیند احتراق به CO 2 و H 2 O آسان است. معادله احتراق استوکیومتری ترکیب آلیترکیب C m H n O p به صورت زیر نوشته می شود:

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

بنابراین، آنتالپی احتراق مطابق (1) را می توان بر حسب آنتالپی های تشکیل آن و تشکیل CO 2 و H 2 O بیان کرد:

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

با تعیین گرمای احتراق ترکیب مورد مطالعه به کمک گرماسنج و دانستن ∆H CO 2 و ∆H H 2 O , می توان آنتالپی تشکیل آن را یافت.

قانون هسبه شما امکان می دهد آنتالپی هر واکنش را محاسبه کنید، اگر برای هر جزء واکنش یکی از ویژگی های ترمودینامیکی آن شناخته شده باشد - آنتالپی تشکیل یک ترکیب از مواد ساده. آنتالپی تشکیل یک ترکیب از مواد ساده به عنوان ΔH یک واکنش است که منجر به تشکیل یک مول از یک ترکیب از عناصر گرفته شده در حالت‌های معمولی تجمع و تغییرات آلوتروپیک آنها می‌شود.

سخنرانی 5

قانون دوم ترمودینامیک. آنتروپی. عملکرد گیبس تغییرات در عملکرد گیبس در طی واکنش های شیمیایی. ثابت تعادل و تابع گیبس. تخمین ترمودینامیکی احتمال یک واکنش.

قانون دوم ترمودینامیکاین بیانیه را ناممکن است که ساخت یک ماشین حرکت دائمی از نوع دوم غیرممکن است. این قانون به صورت تجربی به دست آمده و دارای دو فرمول معادل یکدیگر است:

الف) فرآیندی غیرممکن است که تنها نتیجه آن تبدیل تمام گرمای دریافتی از یک جسم خاص به کار معادل آن است.

ب) فرآیندی غیرممکن است که تنها نتیجه آن انتقال انرژی به شکل گرما از جسمی است که حرارت کمتری دارد به جسمی که گرمتر است.

تابع δQ/T دیفرانسیل کل برخی از تابع S است: dS=(δQ/T) arr (1) - این تابع S آنتروپی بدن نامیده می شود.

در اینجا Q و S با یکدیگر متناسب هستند، یعنی با افزایش (Q) (S) - افزایش می یابد و بالعکس. معادله (1) مربوط به یک فرآیند تعادلی (برگشت پذیر) است. اگر فرآیند غیرتعادلی باشد، آنتروپی افزایش می یابد، سپس (1) تبدیل می شود:

dS≥(δQ/T)(2) بنابراین، هنگامی که فرآیندهای غیرتعادلی رخ می دهد، آنتروپی سیستم افزایش می یابد. اگر (2) به قانون اول ترمودینامیک جایگزین شود، به دست می آید: dE≤TdS-δA. مرسوم است که آن را به این شکل بنویسیم: dE≤TdS-δA'-pdV، از این رو: δA'≤-dE+TdS-pdV، در اینجا pdV کار گسترش تعادل است، δA' کار مفید است. ادغام هر دو بخش از این نابرابری برای یک فرآیند ایزوکوریک-همدما منجر به نابرابری می شود: A'V≤-∆E+T∆S(3). و ادغام برای فرآیند ایزوباریک-همدما (Т=const، p=const) منجر به نابرابری می شود:

A’ P ≤ - ∆E+T∆S – p∆V=-∆H + T∆S (4)

قسمت های سمت راست (3 و 4) را می توان به ترتیب به عنوان تغییرات در برخی از توابع نوشت:

F=E-TS(5) و G=E-TS+pV; یا G=H-TS (6)

F انرژی هلمهولتز و G انرژی گیبس است، سپس (3 و 4) را می توان به صورت A’ V ≤-∆F (7) و A’ P ≤-∆G (8) نوشت. قانون برابری با یک فرآیند تعادلی مطابقت دارد. در این صورت مفیدترین کار انجام می شود یعنی (A’ V) MAX = -∆F و (A’ P) MAX = -∆G. F و G را به ترتیب پتانسیل های ایزوکوریک- همدما و همزبانی- همدما می نامند.

تعادل واکنش های شیمیاییبا فرآیندی (ترمودینامیکی) مشخص می شود که در آن سیستم از یک سری حالت های تعادلی پیوسته عبور می کند. هر یک از این حالت ها با تغییر ناپذیری (در زمان) پارامترهای ترمودینامیکی و عدم وجود جریان ماده و گرما در سیستم مشخص می شود. حالت تعادل با ماهیت دینامیکی تعادل مشخص می شود، یعنی برابری فرآیندهای مستقیم و معکوس، حداقل مقدار انرژی گیبس و انرژی هلمهولتز (یعنی dG=0 و d2 G>0؛ dF = 0 و d 2 F> 0). در تعادل دینامیکی، سرعت واکنش های رو به جلو و معکوس یکسان است.معادله نیز باید رعایت شود:

μ J dn J = 0، که در آن μ J =(ðG/ðn J) T , P , h =G J پتانسیل شیمیایی جزء J است. n J مقدار جزء J (mol) است. پراهمیتμJ نشان دهنده واکنش پذیری بیشتر ذرات است.

∆Gº=-RTLnK p(9)

معادله (9) معادله ایزوترم وانت هاف نامیده می شود. مقدار ∆Gº در جداول موجود در ادبیات مرجع برای هزاران ترکیب شیمیایی.

K p \u003d e - ∆ G º / (RT) \u003d e - ∆ H º / RT ∙ e ∆ S º / R (11). از (11) می توان یک تخمین ترمودینامیکی از احتمال وقوع واکنش ارائه داد. بنابراین، برای واکنش های گرمازا (∆Нº<0), протекающих с возрастанием энтропии, К р >1 و ∆G<0, то есть реакция протекает самопроизвольно. Для экзотермических реакций (∆Нº>0) با کاهش آنتروپی (∆Sº>0)، جریان خود به خودی فرآیند غیرممکن است.

اگر ΔHº و ΔSº علامت یکسانی داشته باشند، احتمال ترمودینامیکی ادامه فرآیند با مقادیر خاص ΔHº، ΔSº و Tº تعیین می شود.

با استفاده از مثال واکنش سنتز آمونیاک، اثر ترکیبی ΔΝ o و ∆S o بر امکان اجرای فرآیند را در نظر بگیرید:

برای این واکنش، ∆Ν o 298 = -92.2 kJ / mol، ∆S o 298 = -198 J / (mol * K)، T∆S o 298 = -59 kJ / mol، ∆G o 298 = -33، 2 کیلوژول بر مول

از داده های داده شده می توان دریافت که تغییر آنتروپی منفی است و به نفع واکنش نیست، اما در عین حال، این فرآیند با اثر آنتالپی منفی ΔHº مشخص می شود که به دلیل آن فرآیند امکان پذیر است. با افزایش دما، واکنش، همانطور که توسط داده های کالریمتری نشان داده شده است، حتی گرمازاتر می شود (در T=725K، ∆H=-113kJ/mol)، اما در ارزش منفیΔS در مورد افزایش دما، احتمال فرآیند را به طور قابل توجهی کاهش می دهد.

قانون I ترمودینامیک به شما امکان می دهد اثرات حرارتی فرآیندهای مختلف را محاسبه کنید، اما اطلاعاتی در مورد جهت فرآیند ارائه نمی دهد.

برای فرآیندهایی که در طبیعت رخ می دهند، دو نیروی محرکه شناخته شده اند:

1. تمایل سیستم برای رفتن به حالتی با کمترین مقدار انرژی;

2. تمایل سیستم برای دستیابی به محتمل ترین حالت که مشخصه آن است حداکثر تعدادذرات مستقل

اولین عامل با تغییر در آنتالپی مشخص می شود. مورد مورد بررسی باید با انتشار گرما همراه باشد، بنابراین، DH< 0.

عامل دوم توسط دما و تغییر تعیین می شود آنتروپی.

آنتروپی (S)- عملکرد ترمودینامیکی وضعیت سیستم، که منعکس کننده احتمال تحقق یک یا حالت دیگری از سیستم در فرآیند انتقال حرارت است.

مانند انرژی، آنتروپی در بین کمیت های آزمایشی تعیین شده نیست. در یک فرآیند برگشت پذیر که در شرایط همدما رخ می دهد، تغییر آنتروپی را می توان با استفاده از فرمول محاسبه کرد:

به این معنی که با روند برگشت ناپذیر فرآیند، آنتروپی به دلیل انتقال بخشی از کار به گرما افزایش می یابد.

بنابراین، در فرآیندهای برگشت پذیر، سیستم حداکثر کار ممکن را انجام می دهد. در یک فرآیند برگشت ناپذیر، سیستم همیشه کار کمتری انجام می دهد.

انتقال کار از دست رفته به گرما یکی از ویژگی های گرما به عنوان یک شکل ماکروسکوپی بی نظم انتقال انرژی است. از این رو تفسیر آنتروپی به عنوان معیار بی نظمی در سیستم به وجود می آید:

با افزایش بی نظمی در سیستم، آنتروپی افزایش می یابد و برعکس، با مرتب شدن سیستم، آنتروپی کاهش می یابد.

بنابراین، در فرآیند تبخیر آب، آنتروپی افزایش می یابد، در فرآیند تبلور آب، کاهش می یابد. در واکنش های تجزیه، آنتروپی افزایش می یابد، در واکنش های ترکیبی کاهش می یابد.

معنای فیزیکی آنتروپی توسط ترمودینامیک آماری مشخص شد. بر اساس معادله بولتزمن:

جهت جریان خود به خودی فرآیند به نسبت کمیت های سمت چپ و راست آخرین عبارت بستگی دارد.

اگر فرآیند تحت شرایط همدما- همدما صورت گیرد، نیروی محرکه کلی فرآیند نامیده می شود. انرژی رایگان گیبسیا پتانسیل ایزوباریک همدما (DG):

.

(15)

مقدار DG به شما امکان می دهد جهت جریان خود به خودی فرآیند را تعیین کنید:

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

اگر DG > 0 باشد، فرآیند به طور خود به خود در جهت مخالف پیش می رود.

اگر DG=0، آنگاه حالت در تعادل است.

در موجودات زنده، که سیستم‌های باز هستند، منبع اصلی انرژی برای بسیاری از واکنش‌های بیولوژیکی - از بیوسنتز پروتئین و انتقال یون گرفته تا انقباض عضلانی و فعالیت الکتریکی سلول‌های عصبی - ATP (آدنوزین-5¢-تری فسفات) است.

انرژی در طول هیدرولیز ATP آزاد می شود:

ATP + H 2 O ⇄ ADP + H 3 PO 4

که در آن ADP آدنوزین-5¢-دی فسفات است.

DG 0 این واکنش 30- کیلوژول است، بنابراین فرآیند به طور خود به خود در جهت جلو پیش می رود.

تجزیه و تحلیل نسبت عوامل آنتالپی و آنتروپی در معادله برای محاسبه پتانسیل ایزوباریک- همدما به ما امکان می دهد نتایج زیر را بگیریم:

1. در دماهای پایین، عامل آنتالپی غالب است و فرآیندهای گرمازا خود به خود ادامه می‌یابند.

2. وقتی دمای بالاعامل آنتروپی غالب می شود و فرآیندها به طور خود به خود ادامه می یابند که با افزایش آنتروپی همراه است.

بر اساس مواد فوق می توان فرموله کرد قانون دوم ترمودینامیک:

تحت شرایط ایزوباریک- همدما در یک سیستم ایزوله، آن دسته از فرآیندها به طور خود به خود رخ می دهند که با افزایش آنتروپی همراه هستند.

در واقع، در یک سیستم ایزوله، انتقال حرارت غیرممکن است، بنابراین، DH = 0 و DG » -T×DS. این نشان می دهد که اگر مقدار DS مثبت باشد، مقدار DG منفی است و بنابراین، فرآیند به طور خود به خود در جهت رو به جلو پیش می رود.

فرمول دیگری از قانون دوم ترمودینامیک:

انتقال جبران ناپذیر گرما از اجسام با حرارت کمتر به اجسام گرمتر غیرممکن است.

در فرآیندهای شیمیایی، تغییرات آنتروپی و انرژی گیبس مطابق با قانون هس تعیین می شود:

,	(16)
.	(17)

واکنش هایی که DG< 0 называют اگزرگونیک.

واکنش هایی که DG > 0 برای آنها فراخوانی می شود اندرگونیک.

مقدار DG یک ​​واکنش شیمیایی را می توان از رابطه زیر نیز تعیین کرد:

DG = DH - T×DS.

روی میز. 1 امکان (یا غیرممکن بودن) یک واکنش خود به خودی را با ترکیبات مختلف علائم DH و DS نشان می دهد.

استانداردهای حل مسئله

1. برخی از واکنش ها با کاهش آنتروپی انجام می شود. شرایطی را تعیین کنید که تحت آن وقوع خود به خودی این واکنش ممکن است.

شرط وقوع خود به خودی واکنش، کاهش انرژی آزاد گیبس است، یعنی. DG< 0. Изменение DG можно рассчитать по формуле:

از آنجایی که آنتروپی در طی واکنش کاهش می یابد (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) (فرایند باید در دمای پایین ادامه یابد).

2. واکنش تجزیه گرماگیر خود به خود ادامه می یابد. تغییر در آنتالپی، آنتروپی و انرژی آزاد گیبس را تخمین بزنید.

1) از آنجایی که واکنش گرماگیر است، DH> 0 است.

2) در واکنش های تجزیه، آنتروپی افزایش می یابد، بنابراین DS> 0 است.

3) وقوع خود به خودی واکنش نشان می دهد که DG< 0.

3. محاسبه آنتالپی استاندارد کموسنتز در باکتری تیوباسیلوس دنیتریفیکانس:

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

با توجه به مقادیر آنتالپی استاندارد تشکیل مواد:

با در نظر گرفتن این واقعیت که آنتالپی استاندارد تشکیل گوگرد و نیتروژن برابر با صفر است، عبارت اولین پیامد قانون هس را بنویسیم:

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

- (6× KNO 3 + 2× CaCO 3).

اجازه دهید مقادیر آنتالپی استاندارد تشکیل مواد را جایگزین کنیم:

3×(-1438) + 2×(-1432) + 2×(-393.5) - (6×(-493) + 2×(-1207)).

2593 کیلوژول.

زیرا< 0, то реакция экзотермическая.

4. آنتالپی استاندارد واکنش را محاسبه کنید:

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

با توجه به مقادیر آنتالپی استاندارد احتراق مواد:

C 2 H 5 OH \u003d -1368 کیلوژول / مول؛

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

اجازه دهید با در نظر گرفتن این واقعیت که آنتالپی استاندارد احتراق آب (بالاترین اکسید) برابر با صفر است، عبارت نتیجه دوم قانون هس را بنویسیم:

2× C 2 H 5 OH - C 2 H 5 OC 2 H 5 .

اجازه دهید مقادیر آنتالپی استاندارد احتراق مواد درگیر در واکنش را جایگزین کنیم:

2×(-1368) - (-2727).

پیامدهای قانون هس این امکان را فراهم می کند که نه تنها آنتالپی های استاندارد واکنش ها، بلکه مقادیر آنتالپی استاندارد تشکیل و احتراق مواد را از داده های غیرمستقیم نیز محاسبه کنیم.

5. آنتالپی استاندارد تشکیل مونوکسید کربن (II) را با توجه به داده های زیر تعیین کنید:

معادله (1) نشان می دهد که تغییر استاندارد آنتالپی برای این واکنش با آنتالپی استاندارد تشکیل CO 2 مطابقت دارد.

اجازه دهید عبارت اولین نتیجه از قانون هس را برای واکنش (2) بنویسیم:

CO = CO 2 -.

مقادیر را جایگزین کنید و بدست آورید:

CO \u003d -293.5 - (-283) \u003d -110.5 kJ / mol.

این مشکل را می توان به روش دیگری حل کرد.

با کم کردن معادله دوم از معادله اول به دست می آید:

6. آنتروپی استاندارد واکنش را محاسبه کنید:

CH 4 (گاز) + Cl 2 (گاز) \u003d CH 3 Cl (گاز) + HCl (گاز)

با توجه به مقادیر آنتروپی استاندارد مواد:

ما آنتروپی استاندارد واکنش را با فرمول محاسبه می کنیم:

\u003d (CH 3 Cl + HCl) - (CH 4 + Cl 2).

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

7. انرژی استاندارد گیبس واکنش را محاسبه کنید:

C 2 H 5 OH (مایع) + H 2 O 2 (مایع) \u003d CH 3 COH (گاز) + 2H 2 O (مایع)

با توجه به داده های زیر:

تعیین کنید که آیا وقوع خود به خودی این واکنش در شرایط استاندارد امکان پذیر است یا خیر.

انرژی استاندارد گیبس واکنش را با فرمول محاسبه می کنیم:

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

با جایگزینی مقادیر جدولی، دریافت می کنیم:

129 + 2 × (237-) - ((-175) + (121-) = -307 کیلوژول / مول.

زیرا< 0, то самопроизвольное протекание данной реакции возможно.

C 6 H 12 O 6 (جامد) + 6O 2 (گاز) \u003d 6CO 2 (گاز) + 6H 2 O (مایع).

داده های شناخته شده:

ما مقادیر آنتالپی استاندارد و آنتروپی واکنش را با استفاده از اولین نتیجه از قانون هس محاسبه می کنیم:

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 کیلوژول؛

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.

انرژی استاندارد گیبس واکنش را از رابطه می یابیم:

T× = -2803 kJ - 298.15 K×0.262 kJ/K =

9. انرژی گیبس استاندارد واکنش هیدراتاسیون آلبومین سرم را در دمای 25 0 C محاسبه کنید که برای آن DH 0 = -6.08 kJ/mol، DS 0 = -5.85 J/(mol×K). سهم عوامل آنتالپی و آنتروپی را تخمین بزنید.

انرژی استاندارد گیبس واکنش را با فرمول محاسبه می کنیم:

DG 0 = DH 0 - T×DS 0 .

با جایگزینی مقادیر، دریافت می کنیم:

DG 0 \u003d -6.08 kJ / mol - 298 K × (-5.85 × 10 - 3) kJ / (mol × K) \u003d

4.34 کیلوژول بر مول.

در این حالت، عامل آنتروپی از ادامه واکنش جلوگیری می کند، در حالی که عامل آنتالپی به آن کمک می کند. یک واکنش خود به خودی ممکن است اگر ، یعنی در دمای پایین.

10. دمایی را که در آن واکنش دناتوره سازی تریپسین خود به خود ادامه می دهد، تعیین کنید، اگر = 283 kJ/mol، = 288 J/(mol×K).

دمایی که در آن هر دو فرآیند به یک اندازه محتمل هستند را می توان از رابطه زیر بدست آورد:

در این حالت، عامل آنتالپی از ادامه واکنش جلوگیری می کند، در حالی که عامل آنتروپی به نفع آن است. واکنش خود به خودی ممکن است اگر:

بنابراین، شرط وقوع خود به خودی فرآیند T> 983 K است.

سوالاتی برای خودکنترلی

1. سیستم ترمودینامیکی چیست؟ چه نوع سیستم های ترمودینامیکی را می شناسید؟

2. پارامترهای ترمودینامیکی که برای شما شناخته شده است را فهرست کنید. کدام یک از آنها قابل اندازه گیری هستند؟ کدام به غیر قابل اندازه گیری؟

3. فرآیند ترمودینامیکی چیست؟ هنگامی که یکی از پارامترها ثابت نامیده می شود چه فرآیندهایی اتفاق می افتد؟

4. به چه فرآیندهایی گرمازا می گویند؟ گرماگیر چیست؟

5- چه فرآیندهایی برگشت پذیر نامیده می شوند؟ کدام غیر قابل برگشت هستند؟

6. منظور از اصطلاح «وضعیت نظام» چیست؟ حالات نظام چگونه است؟

7. چه سیستم هایی توسط ترمودینامیک کلاسیک مورد مطالعه قرار می گیرند؟ فرض اول و دوم ترمودینامیک را بیان کنید.

8. به چه متغیرهایی توابع حالت می گویند؟ توابع حالتی را که می دانید فهرست کنید.

9. انرژی درونی چیست؟ آیا انرژی درونی قابل اندازه گیری است؟

10. آنتالپی چیست؟ ابعاد آن چیست؟

11. آنتروپی چیست؟ ابعاد آن چیست؟

12. انرژی آزاد گیبس چیست؟ چگونه می توان آن را محاسبه کرد؟ با استفاده از این تابع چه چیزی را می توان تعیین کرد؟

13- به چه واکنش هایی اگزرگونیک می گویند؟ کدامیک اندرگونیک هستند؟

14. قانون اول ترمودینامیک را فرموله کنید. معادل حرارت و کار چیست؟

15. قانون هس و پیامدهای آن را تدوین کنید. آنتالپی استاندارد تشکیل (احتراق) یک ماده چیست؟

16. قانون دوم ترمودینامیک را فرموله کنید. تحت چه شرایطی یک فرآیند به طور خود به خود در یک سیستم ایزوله پیش می رود؟

انواع وظایف برای راه حل مستقل

گزینه شماره 1

4NH 3 (گاز) + 5O 2 (گاز) \u003d 4NO (گاز) + 6H 2 O (گاز)،

تعیین کنید که این واکنش به چه نوع (خارج یا گرماگیر) تعلق دارد.

C 2 H 6 (گاز) + H 2 (گاز) \u003d 2CH 4 (گاز)،

3. انرژی استاندارد گیبس واکنش هیدراتاسیون b-لاکتوگلوبولین را در 25 0 C محاسبه کنید، که برای آن DH 0 = -6.75 کیلوژول، DS 0 = -9.74 J/K. سهم عوامل آنتالپی و آنتروپی را تخمین بزنید.

گزینه شماره 2

1. آنتالپی استاندارد واکنش را محاسبه کنید:

2NO 2 (گاز) + O 3 (گاز) \u003d O 2 (گاز) + N 2 O 5 (گاز)

با استفاده از مقادیر آنتالپی استاندارد تشکیل مواد:

تعیین کنید که این واکنش به چه نوع (خارج یا گرماگیر) تعلق دارد.

2. محاسبه آنتالپی استاندارد واکنش:

با استفاده از مقادیر آنتالپی استاندارد احتراق مواد:

3. انرژی گیبس استاندارد واکنش دناتوراسیون حرارتی کیموتریپسینوژن را در 50 0 C محاسبه کنید که برای آن DH 0 = 417 kJ، DS 0 = 1.32 J/K. سهم عوامل آنتالپی و آنتروپی را تخمین بزنید.

گزینه شماره 3

1. آنتالپی استاندارد واکنش هیدروژنه شدن بنزن به سیکلوهگزان را به دو روش محاسبه کنید، یعنی با استفاده از مقادیر آنتالپی استاندارد تشکیل و احتراق مواد:

مس (جامد) + ZnO (جامد) = CuO (جامد) + روی (جامد)

3. در طی احیای 12.7 گرم اکسید مس (II) با زغال سنگ (با تشکیل CO) 8.24 کیلوژول گرما جذب می شود. آنتالپی استاندارد تشکیل CuO را اگر CO = 111 کیلوژول بر مول باشد، تعیین کنید.

گزینه شماره 4

1. آنتالپی استاندارد کموسنتز را که در باکتری های اتوتروف Baglatoa و Thiothpix رخ می دهد، بر اساس مراحل و در مجموع محاسبه کنید:

2H 2 S (گاز) + O 2 (گاز) \u003d 2H 2 O (مایع) + 2S (جامد)؛

2S (جامد) + 3O 2 (گاز) + 2H 2 O (مایع) \u003d 2H 2 SO 4 (مایع)

2. محاسبه آنتالپی استاندارد واکنش:

C 6 H 12 O 6 (جامد) \u003d 2C 2 H 5 OH (مایع) + 2CO 2 (گاز)،

با استفاده از مقادیر آنتالپی استاندارد احتراق مواد:

4HCl (گاز) + O 2 (گاز) \u003d 2Cl 2 (گاز) + 2H 2 O (مایع)

داده های شناخته شده:

گزینه شماره 5

1. آنتالپی استاندارد واکنش را محاسبه کنید:

2CH 3 Cl (گاز) + 3O 2 (گاز) \u003d 2CO 2 (گاز) + 2H 2 O (مایع) + 2HCl (گاز)

با استفاده از مقادیر آنتالپی استاندارد تشکیل مواد:

تعیین کنید که این واکنش به چه نوع (خارج یا گرماگیر) تعلق دارد.

2. محاسبه آنتالپی استاندارد واکنش:

C 6 H 6 (مایع) + 3H 2 (گاز) \u003d C 6 H 12 (مایع)،

با استفاده از مقادیر آنتالپی استاندارد احتراق مواد:

3. انرژی استاندارد گیبس واکنش دناتوراسیون تریپسین را در 50 0 C محاسبه کنید، که برای آن DH 0 = 283 kJ، DS 0 = 288 J/K). امکان ادامه روند در جهت رو به جلو را ارزیابی کنید.

گزینه شماره 6

1. محاسبه آنتالپی استاندارد کموسنتز در باکتری اتوتروف Thiobacillus Thioparus:

5Na 2 S 2 O 3 × 5H 2 O (جامد) + 7O 2 (گاز) \u003d 5Na 2 SO 4 (جامد) + 3H 2 SO 4 (چاه) + 2S (جامد) + 22H 2 O (چاه.)،

تعیین کنید که این واکنش به چه نوع (خارج یا گرماگیر) تعلق دارد.

2. محاسبه آنتالپی استاندارد واکنش:

C 6 H 5 NO 2 (مایع) + 3H 2 (گاز) \u003d C 6 H 5 NH 2 (مایع) + 2H 2 O (مایع)،

با استفاده از مقادیر آنتالپی استاندارد احتراق مواد:

3. نقش عوامل آنتالپی و آنتروپی را برای واکنش ارزیابی کنید:

H 2 O 2 (مایع) + O 3 (گاز) \u003d 2O 2 (گاز) + H 2 O (مایع)

داده های شناخته شده:

دمایی را که در آن واکنش خود به خود ادامه خواهد داد را تعیین کنید.

گزینه شماره 7

1. آنتالپی استاندارد تشکیل CH 3 OH را از داده های زیر محاسبه کنید:

CH 3 OH (مایع) + 1.5O 2 (گاز) = CO 2 (گاز) + 2H 2 O (مایع) DH 0 = -726.5 کیلوژول؛

C (گرافیت) + O 2 (گاز) \u003d CO 2 (گاز) DH 0 \u003d -393.5 کیلوژول؛

H 2 (گاز) + 0.5O 2 (گاز) \u003d H 2 O (مایع) DH 0 \u003d -286 کیلوژول.

2. امکان واکنش خود به خود را ارزیابی کنید:

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

تحت شرایط استاندارد، اگر:

3. مقدار DH 0 را برای واکنش های احتمالی تبدیل گلوکز محاسبه کنید:

1) C 6 H 12 O 6 (کر.) \u003d 2C 2 H 5 OH (مایع) + 2CO 2 (گاز).

2) C 6 H 12 O 6 (کر.) + 6O 2 (گاز) \u003d 6CO 2 (گاز) + 6H 2 O (مایع).

داده های شناخته شده:

کدام یک از این واکنش ها را ایجاد می کند مقدار زیادانرژی؟

گزینه شماره 8

1. آنتالپی استاندارد تشکیل MgCO 3 را از داده های زیر محاسبه کنید:

MgO (جامد) + CO 2 (گاز) = MgCO 3 (جامد) + 118 کیلوژول؛

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

داده های شناخته شده:

3. کدام یک از اکسیدهای زیر: CaO، FeO، CuO، PbO، FeO، Cr 2 O 3 را می توان با آلومینیوم در 298 K به فلز آزاد تبدیل کرد:

گزینه شماره 9

1. آنتالپی استاندارد تشکیل Ca 3 (PO 4) 2 را از داده های زیر محاسبه کنید:

3CaO (جامد) + P 2 O 5 (جامد) \u003d Ca 3 (PO 4) 2 (جامد) DH 0 \u003d -739 کیلوژول؛

P 4 (جامد) + 5O 2 (گاز) \u003d 2P 2 O 5 (جامد) DH 0 \u003d -2984 کیلوژول؛

Ca (جامد) + 0.5O 2 (گاز) \u003d CaO (جامد) DH 0 \u003d -636 کیلوژول.

2. امکان واکنش خود به خود را ارزیابی کنید:

Fe 2 O 3 (جامد) + 3CO (گاز) \u003d 2Fe (جامد) + 3CO 2 (گاز)

تحت شرایط استاندارد، اگر:

3. تعیین کنید که کدام یک از اکسیدهای فهرست شده: CuO، PbO 2، ZnO، CaO، Al 2 O 3 را می توان توسط هیدروژن به یک فلز آزاد در دمای 298 کلوین تبدیل کرد، اگر مشخص باشد:

گزینه شماره 10

1. آنتالپی استاندارد تشکیل اتانول را از داده های زیر محاسبه کنید:

DH 0 سوخت C 2 H 5 OH \u003d -1368 کیلوژول / مول؛

C (گرافیت) + O 2 (گاز) \u003d CO 2 (گاز) + 393.5 کیلوژول؛

H 2 (گاز) + O 2 (گاز) \u003d H 2 O (مایع) +286 کیلوژول.

2. آنتروپی استاندارد واکنش را محاسبه کنید:

C 2 H 2 (گاز) + 2H 2 (گاز) \u003d C 2 H 6 (گاز)،

داده های شناخته شده:

3-میزان انرژی آزاد شده در بدن انسان را محاسبه کنید که 2 قطعه شکر هر کدام 5 گرم خورده است، با این فرض که راه اصلی متابولیسم ساکارز اکسید کردن آن است:

C 12 H 22 O 11 (جامد) + 12O 2 (گاز) = 12CO 2 (گاز) + 11H 2 O (مایع) = -5651 کیلوژول.

گزینه شماره 11

1. آنتالپی استاندارد سازند C 2 H 4 را از داده های زیر محاسبه کنید:

C 2 H 4 (گاز) + 3O 2 (گاز) \u003d 2CO 2 (گاز) + 2H 2 O (مایع) + 1323 کیلوژول؛

C (گرافیت) + O 2 (گاز) \u003d CO 2 (گاز) + 393.5 کیلوژول؛

H 2 (گاز) + 0.5O 2 (گاز) = H 2 O (مایع) + 286 کیلوژول.

2. بدون انجام محاسبات، علامت DS 0 فرآیندهای زیر را تنظیم کنید:

1) 2NH 3 (گاز) \u003d N 2 (گاز) + 3H 2 (گاز)؛

2) CO 2 (cr.) \u003d CO 2 (گاز)؛

3) 2NO (گاز) + O 2 (گاز) = 2NO 2 (گاز).

3. تعیین کنید که بر اساس کدام معادله واکنش، تجزیه پراکسید هیدروژن در شرایط استاندارد پیش خواهد رفت:

1) H 2 O 2 (گاز) \u003d H 2 (گاز) + O 2 (گاز)؛

2) H 2 O 2 (گاز) \u003d H 2 O (مایع) + 0.5O 2 (گاز)،

گزینه شماره 12

1. آنتالپی استاندارد تشکیل ZnSO 4 را از داده های زیر محاسبه کنید:

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + SO 2 DH 0 = -890 کیلوژول؛

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3 DH 0 \u003d -196 کیلوژول؛

H 2 O (جامد) \u003d H 2 O (مایع)،

H 2 O (مایع) \u003d H 2 O (گاز)،

H 2 O (جامد) \u003d H 2 O (گاز).

داده های شناخته شده:

3. با توجه به داده های زیر مقدار انرژی را که در طی احتراق 10 گرم بنزن آزاد می شود محاسبه کنید:

گزینه شماره 14

1. آنتالپی استاندارد تشکیل PCl 5 را از داده های زیر محاسبه کنید:

P 4 (جامد) + 6Cl 2 (گاز) = 4PCl 3 (گاز) DH 0 = -1224 کیلوژول؛

PCl 3 (گاز) + Cl 2 (گاز) \u003d PCl 5 (گاز) DH 0 \u003d -93 کیلوژول.

2. تغییر استاندارد انرژی گیبس تشکیل دی سولفید کربن CS 2 را از داده های زیر محاسبه کنید:

CS 2 (مایع) + 3O 2 (گاز) \u003d CO 2 (گاز) + 2SO 2 (گاز) DG 0 \u003d -930 کیلوژول؛

CO 2 \u003d -394 کیلوژول / مول؛ SO 2 \u003d -300 کیلوژول در مول.

3. نقش عوامل آنتالپی و آنتروپی را برای واکنش ارزیابی کنید:

CaCO 3 (جامد) \u003d CaO (جامد) + CO 2 (گاز)

داده های شناخته شده:

دمایی را که در آن واکنش خود به خود ادامه خواهد داد را تعیین کنید.

گزینه شماره 15

1. اثر حرارتی واکنش تشکیل هیدرات کریستالی CuSO 4 × 5H 2 O را که مطابق با معادله انجام می شود محاسبه کنید:

CuSO 4 (جامد) + 5H 2 O (مایع) \u003d CuSO 4 × 5H 2 O (جامد)،

یکی از مهم ترین سوالات شیمی، مسئله امکان واکنش شیمیایی است. یک معیار کمی برای امکان پذیری اساسی یک واکنش شیمیایی، به ویژه، عملکرد مشخصه وضعیت سیستم است که انرژی گیبس (G) نامیده می شود. قبل از اینکه به بررسی این معیار بپردازیم، اجازه دهید به تعدادی از تعاریف بپردازیم.

فرآیندهای خود به خودفرآیندهای خود به خودی فرآیندهایی هستند که بدون تامین انرژی از منبع خارجی اتفاق می‌افتند. بسیاری از فرآیندهای شیمیایی خود به خود هستند، مانند انحلال قند در آب، اکسید شدن فلزات در هوا (خوردگی) و غیره.

فرآیندهای برگشت پذیر و غیر قابل برگشتبسیاری از واکنش های شیمیایی در یک جهت پیش می روند تا زمانی که واکنش دهنده ها به طور کامل تخلیه شوند. چنین واکنش هایی نامیده می شود از نظر شیمیایی غیر قابل برگشت. به عنوان مثال می توان به تعامل سدیم و آب اشاره کرد.

سایر واکنش ها ابتدا در جهت رو به جلو و سپس در جهت جلو و معکوس به دلیل برهمکنش محصولات واکنش انجام می شود. در نتیجه، مخلوطی تشکیل می‌شود که هم حاوی مواد اولیه و هم محصولات واکنش است. چنین واکنش هایی نامیده می شود از نظر شیمیایی برگشت پذیردر نتیجه یک فرآیند شیمیایی برگشت پذیر، تعادل شیمیایی واقعی (پایدار).، که با ویژگی های زیر مشخص می شود:

1) در غیاب تأثیرات خارجی، وضعیت سیستم به طور نامحدود بدون تغییر باقی می ماند.

2) هرگونه تغییر شرایط خارجیمنجر به تغییر در وضعیت سیستم می شود.

3) حالت تعادل بستگی به این ندارد که از کدام طرف به آن رسیده باشد.

نمونه ای از یک سیستم در تعادل واقعی یک مخلوط هم مولکولی است

CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (گرم) + H 2 (گرم).

هر گونه تغییر در دما یا شرایط دیگر باعث تغییر در تعادل می شود، به عنوان مثال. تغییر در ترکیب سیستم

علاوه بر تعادل های واقعی، زمانی که وضعیت سیستم برای مدت طولانی در زمان باقی می ماند، معمولاً با تعادل های ظاهری (کاذب، مانع) مواجه می شود، اما تأثیر کوچکی بر سیستم می تواند منجر به تغییر شدید در وضعیت آن شود. به عنوان مثال مخلوطی از هیدروژن و اکسیژن است که در دمای اتاق در غیاب تأثیرات خارجی می تواند به طور نامحدود بدون تغییر باقی بماند. با این حال، کافی است آزبست (کاتالیزور) پلاتینه شده را به این مخلوط وارد کنید، زیرا یک واکنش پر انرژی آغاز می شود.

H 2 (g) + O 2 (g) \u003d H 2 O (g)،

منجر به فرسودگی کامل مواد اولیه می شود.

اگر همان کاتالیزور تحت شرایط یکسان به آب مایع وارد شود، آنگاه به دست آوردن مخلوط اولیه غیرممکن است.

آنتروپی.وضعیت هر سیستم را می توان با مقادیر پارامترهای اندازه گیری مستقیم (p، T و غیره) مشخص کرد. این مشخصه حالت کلان سیستموضعیت سیستم را می توان با ویژگی های هر ذره سیستم (اتم، مولکول) توصیف کرد: مختصات، فرکانس ارتعاش، فرکانس چرخش و غیره. این مشخصه ریز حالت سیستمسیستم ها از تعداد بسیار زیادی ذره تشکیل شده اند، بنابراین یک حالت کلان با تعداد زیادی ریز حالت مختلف مطابقت دارد. این عدد احتمال ترمودینامیکی حالت نامیده می شود و به صورت نشان داده می شود دبلیو.

احتمال ترمودینامیکی با خاصیت دیگری از ماده مرتبط است - آنتروپی (S, J / (mol. K)) -فرمول بولتزمن

که در آن R ثابت گاز جهانی و N A ثابت آووگادرو است.

معنای فیزیکی آنتروپی را می توان با آزمایش فکری زیر توضیح داد. اجازه دهید یک کریستال ایده آل از یک ماده مانند کلرید سدیم تا دمای صفر مطلق خنک شود. در این شرایط، یون‌های سدیم و کلر که کریستال را تشکیل می‌دهند، عملاً بی‌حرکت می‌شوند و این حالت ماکروسکوپی با یک ریز حالت واحد مشخص می‌شود، یعنی. W=1 و مطابق با (3.13) S=0. با افزایش دما، یون ها شروع به نوسان در اطراف موقعیت های تعادلی در شبکه کریستالی می کنند، تعداد ریز حالت های مربوط به یک ماکرو حالت افزایش می یابد، و در نتیجه، S>0.

بدین ترتیب، آنتروپی معیار بی نظمی وضعیت یک سیستم است.آنتروپی سیستم در تمام فرآیندها افزایش می یابد که با کاهش ترتیب (گرمایش، انحلال، تبخیر، واکنش های تجزیه و غیره) همراه است. فرآیندهایی که با افزایش ترتیب رخ می دهند (سرد شدن، تبلور، فشرده سازی و غیره) منجر به کاهش آنتروپی می شود.

آنتروپی تابعی از حالت است، اما برخلاف اکثر توابع ترمودینامیکی دیگر، می توان قدر مطلق آنتروپی یک ماده را به صورت تجربی تعیین کرد. این احتمال بر اساس فرض M. Planck است که بر اساس آن در صفر مطلق، آنتروپی یک کریستال ایده آل صفر است(قانون سوم ترمودینامیک).

وابستگی دمایی آنتروپی یک ماده به صورت کیفی در شکل ارائه شده است. 3.1.

روی انجیر 3.1 مشاهده می شود که در دمایی برابر با 0 K، آنتروپی یک ماده صفر است. با افزایش دما، آنتروپی به آرامی افزایش می یابد و در نقاط انتقال فاز، افزایش ناگهانی آنتروپی رخ می دهد که توسط رابطه تعیین می شود.

(3.14)

که در آن Δ f.p S، Δ f.p H و T f.p به ترتیب تغییرات آنتروپی، آنتالپی و دمای انتقال فاز هستند.

آنتروپی یک ماده B در حالت استاندارد به صورت . برای بسیاری از مواد، مقادیر مطلق آنتروپی های استاندارد تعیین شده و در کتاب های مرجع آورده شده است.

آنتروپی مانند انرژی درونی و آنتالپی تابعی از حالت است، بنابراین تغییر آنتروپی یک سیستم در یک فرآیند به مسیر آن بستگی ندارد و تنها با حالت های اولیه و نهایی سیستم تعیین می شود. تغییر در آنتروپی در طول یک واکنش شیمیایی (3.10) را می توان به عنوان تفاوت بین مجموع آنتروپی های محصولات واکنش و مجموع آنتروپی های مواد اولیه یافت:

مفهوم آنتروپی در یکی از فرمول ها استفاده شده است قانون دوم ترمودینامیک: در سیستم‌های ایزوله، تنها فرآیندهایی که با افزایش آنتروپی (ΔS> 0) اتفاق می‌افتند، می‌توانند خود به خود ادامه دهند.سیستم های ایزوله سیستم هایی هستند که با آنها مبادله نمی کنند محیطنه ماده و نه انرژی سیستم هایی که در آنها فرآیندهای شیمیایی انجام می شود به سیستم های جدا شده تعلق ندارند، زیرا آنها انرژی را با محیط مبادله می کنند (اثر حرارتی واکنش)، و در چنین سیستم هایی فرآیندها می توانند با کاهش آنتروپی نیز رخ دهند.

SO 2 (g) + 2H 2 S (g) \u003d 3S (t) + 2H2 O (l)، اگر آنتروپی استاندارد اکسید گوگرد (IV)، سولفید هیدروژن، گوگرد و آب 248.1 باشد. 205.64; 31.88 و 69.96 J/(mol K)، به ترتیب.

راه حل.بر اساس رابطه (3.15) می توان نوشت:

آنتروپی در این واکنش کاهش می یابد که با تشکیل محصولات جامد و مایع از مواد گازی همراه است.

مثال 3.8.بدون انجام محاسبات، علامت تغییر آنتروپی را در واکنش های زیر تعیین کنید:

1) NH 4 NO 3 (c) \u003d N 2 O (g) + 2H 2 O (g)،

2) 2H 2 (گرم) + O 2 (گرم) \u003d 2H 2 O (گرم)،

3) 2H 2 (گرم) + O 2 (گرم) \u003d 2H 2 O (گرم).

راه حل.در واکنش (1)، 1 مول NH 4 NO 3 در حالت کریستالی، 3 مول گاز تشکیل می دهد، بنابراین، DrS 1 > 0.

در واکنش های (2) و (3) هم تعداد کل مول ها و هم تعداد مول های مواد گازی کاهش می یابد. بنابراین، 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)).

انرژی گیبس(پتانسیل ایزوباریک- همدما). در بسیاری از موارد، فرآیندهای خود به خودی در طبیعت در حضور اختلاف پتانسیل رخ می دهد، به عنوان مثال، اختلاف پتانسیل های الکتریکی باعث انتقال بار و اختلاف پتانسیل های گرانشی باعث سقوط بدن می شود. این فرآیندها زمانی پایان می یابند که به حداقل پتانسیل رسیده باشد. نیروی محرکه فرآیندهای شیمیایی که در فشار و دمای ثابت اتفاق می‌افتند، پتانسیل هم‌زمان-همدما است که به نام انرژی گیبسو نشان داد جی. تغییر در انرژی گیبس در یک فرآیند شیمیایی توسط رابطه تعیین می شود

ΔG = ΔH –TΔS، (3.16)

که در آن ΔG تغییر در انرژی گیبس فرآیند شیمیایی است. ΔH تغییر در آنتالپی فرآیند شیمیایی است. ΔS تغییر در آنتروپی فرآیند شیمیایی است. T دما، K است.

معادله (3.16) را می توان به شکل زیر نشان داد:

∆H = ∆G + T∆S. (3.17)

معنای معادله (3.17) این است که بخشی از اثر حرارتی واکنش صرف انجام کار می شود (ΔG) و بخشی در محیط پراکنده می شود (TΔS).

انرژی گیبس معیاری برای امکان اساسی یک واکنش خود به خودی است. اگر انرژی گیبس در طول واکنش کاهش یابد، آنگاه فرآیند می‌تواند به طور خود به خود در این شرایط ادامه یابد:

ΔG< 0. (3.18)

فرآیند تحت این شرایط امکان پذیر نیست اگر

ΔG > 0. (3.19)

عبارات (3.18) و (3.19) به طور همزمان به این معنی است که واکنش معکوس نمی تواند (3.18) یا می تواند (3.19) خود به خود ادامه یابد.

واکنش برگشت پذیر است، یعنی. می تواند در هر دو جهت جلو و معکوس جریان یابد، اگر

معادله (3.20) یک شرط ترمودینامیکی برای تعادل شیمیایی است.

روابط (3.18) - (3.20) برای تعادل فاز نیز قابل استفاده است. در مواردی که دو فاز (حالت کل) از یک ماده در تعادل هستند، مثلاً یخ و آب مایع.

عوامل آنتالپی و آنتروپیاز معادلات (3.16) و (3.18) برمی‌آید که فرآیندها می‌توانند خود به خود پیش بروند (ΔG<0), если они сопровождаются уменьшением энтальпии (ΔH<0) и увеличением энтропии системы (ΔS>0). اگر آنتالپی سیستم افزایش یابد (ΔH>0) و آنتروپی کاهش یابد (ΔS<0), то такой процесс протекать не может (ΔG>0). با سایر نشانه‌های ΔS و ΔΝ، امکان اساسی روند فرآیند با نسبت عوامل آنتالپی (ΔH) و آنتروپی (TΔS) تعیین می‌شود.

اگر ΔΝ> 0 و ΔS> 0، یعنی. از آنجایی که جزء آنتالپی خنثی می‌کند و جزء آنتروپی به نفع روند فرآیند است، واکنش می‌تواند خود به خود به دلیل مولفه آنتروپی ادامه یابد، مشروط بر اینکه |ΔH|<|TΔS|.

اگر جزء آنتالپی به نفع باشد و آنتروپی فرآیند را خنثی کند، واکنش می تواند خود به خود به دلیل مولفه آنتالپی ادامه یابد، مشروط بر اینکه |ΔH|>|TΔS|.

تأثیر دما بر جهت واکنش.دما بر اجزای آنتالپی و آنتروپی انرژی گیبس تأثیر می گذارد که ممکن است با تغییر علامت انرژی گیبس این واکنش ها و در نتیجه جهت واکنش ها همراه باشد. برای تخمین تقریبی دمایی که در آن علامت انرژی گیبس تغییر می‌کند، می‌توانیم از وابستگی ΔΝ و ΔS به دما غافل شویم. سپس از معادله (3.16) نتیجه می گیرد که علامت انرژی گیبس در دما تغییر می کند.

بدیهی است که تغییر علامت انرژی گیبس با تغییر دما تنها در دو حالت امکان پذیر است: 1) ΔН>0 و ΔS>0 و 2) ΔН.<0 и ΔS<0.

انرژی استاندارد تشکیل گیبس، تغییر انرژی گیبس ناشی از واکنش تشکیل 1 مول از یک ترکیب از مواد ساده ای است که در شرایط استاندارد پایدار هستند. انرژی گیبس از تشکیل مواد ساده صفر در نظر گرفته شده است. انرژی های استاندارد گیبس برای تشکیل مواد را می توان در کتاب های مرجع مربوطه یافت.

انرژی گیبس یک واکنش شیمیایی.انرژی گیبس یک تابع حالت است، یعنی. تغییر آن در فرآیند به مسیر جریان آن بستگی ندارد، بلکه توسط حالت های اولیه و نهایی سیستم تعیین می شود. بنابراین، انرژی گیبس واکنش شیمیایی (3.10) را می توان از فرمول محاسبه کرد

توجه داشته باشید که نتیجه گیری در مورد امکان اساسی انجام واکنش بر حسب Δ r G فقط برای شرایطی قابل اعمال است که برای آن تغییر انرژی گیبس واکنش محاسبه می شود. اگر شرایط با استاندارد متفاوت باشد، می توان از معادله برای یافتن Δ r G استفاده کرد ایزوترم های وانت هاف، که برای واکنش (3.10) بین گازها به صورت نوشته می شود

(3.23)

و بین املاح

(3.24)

فشار جزئی مواد مربوطه کجاست. c A, c B, c D , c E غلظت مواد محلول مربوطه هستند. a، b، d، e ضرایب استوکیومتری متناظر هستند.

اگر واکنش دهنده ها در حالت استاندارد باشند، معادله (3.23) و (3.24) تبدیل به معادله می شود.

مثال 3.9.امکان واکنش NH 3 (g) + HCl (g) \u003d NH 4 Cl (k) را در شرایط استاندارد در دمای 298.15 K با استفاده از داده های مربوط به آنتالپی های استاندارد تشکیل و آنتروپی تعیین کنید.

راه حل.بر اساس اولین نتیجه از قانون هس، آنتالپی استاندارد واکنش را پیدا می کنیم:

; واکنش گرمازا است، بنابراین، جزء آنتالپی به نفع واکنش است.

تغییر آنتروپی واکنش را با توجه به معادله محاسبه می کنیم

واکنش با کاهش آنتروپی همراه است، به این معنی که جزء آنتروپی واکنش را خنثی می کند.

با توجه به رابطه (3.16) تغییر در انرژی گیبس فرآیند را پیدا می کنیم:

بنابراین، این واکنش می تواند به طور خود به خود در شرایط استاندارد ادامه یابد.

مثال 3.10.با استفاده از داده های مربوط به آنتالپی های استاندارد تشکیل و آنتروپی، تعیین کنید که در چه دمایی تعادل در سیستم N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g) رخ می دهد.

راه حل.شرط تعادل برای سیستم ΔG=0 است. برای انجام این کار با استفاده از رابطه (3.21) دمایی را که ΔG=0 است پیدا می کنیم. آنتالپی و آنتروپی استاندارد واکنش را محاسبه کنید:

جزء آنتالپی طرفدار است و جزء آنتروپی مخالف واکنش است، به این معنی که در دمای معینی امکان تغییر علامت انرژی گیبس وجود دارد، یعنی تغییر جهت واکنش.

شرط تعادل به صورت زیر نوشته می شود:

∆G = ∆H –T∆S،

یا با جایگزینی مقادیر عددی، دریافت می کنیم

0 \u003d - 92.38 - T (-198.3) 10 -3.

بنابراین، واکنش در یک دما در حالت تعادل خواهد بود

به.

در زیر این دما واکنش در جهت رو به جلو و بالاتر از این دما در جهت مخالف انجام می شود.

مثال 3.11.در دمای معین T، واکنش گرماگیر A®B عملاً به پایان می رسد. الف) علامت D r S واکنش را تعیین کنید. ب) علامت DG واکنش B ® A در دمای T. ج) امکان واکنش B ® A در دماهای پایین.

راه حل.الف) وقوع خود به خود واکنش A ® B نشان می دهد که DG<0. Поскольку DН>0، سپس از معادله
DG = DH - TDS به این معنی است که DS>0; برای واکنش معکوس B ® A DS<0.

ب) برای واکنش A ® B DG<0. Следовательно, для обратной реакции при той же температуре DG>0.

ج) واکنش A ® B گرماگیر است (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.

مثال 3.12.مقدار انرژی گیبس را محاسبه کنید و تعیین کنید که آیا واکنش CO + Cl 2 ÛCOCl 2 در دمای 700 کلوین امکان پذیر است یا خیر، اگر ثابت تعادل واکنش در این دما 10.83 atm -1 باشد و فشار جزئی همه اجزاء باشد. یکسان و مساوی یک

راه حل.رابطه Dr G 0 و Kr واکنش A + B Û C + D با معادله ایزوترم (3.22) به دست می آید.

در شرایط استاندارد، زمانی که فشار جزئی هر واکنش دهنده 1 اتمسفر باشد، این نسبت شکل می گیرد.

در نتیجه، واکنش در T=700 K می تواند به طور خود به خود در جهت جلو ادامه یابد.

سوالات و وظایف برای خودآموزی

1. مقادیر عددی فشار و دما را در سیستم بین المللی واحدها و همچنین در اتمسفر، میلی متر جیوه و درجه سانتیگراد مطابق با شرایط استاندارد و معمولی ارائه دهید.

2. توابع دولت چه شرایطی را برآورده می کند؟ چه چیزی تغییر در مقدار تابع حالت را در فرآیند تعیین می کند؟

3. ثابت بودن چه پارامترهایی فرآیندهای همدما-همدما و ایزوکوریک-همدما را مشخص می کند؟

4. قانون اول ترمودینامیک را فرموله کنید.

5. تحت چه شرایطی اثر حرارتی فرآیند خواهد بود: الف) برابر با تغییر در آنتالپی این فرآیند. ب) برابر است با تغییر انرژی درونی فرآیند؟

6. واکنش شیمیایی در یک راکتور مهر و موم شده انجام می شود. تغییر در کدام تابع حالت اثر حرارتی واکنش را تعیین می کند؟

7. در طی یک واکنش شیمیایی، دمای سیستم افزایش می یابد. آیا این فرآیند گرمازا است یا گرمازا؟ تغییر آنتالپی این فرآیند چه علامتی (+) یا (-) دارد؟

8. قانون هس را فرموله کنید.

9. اصطلاح "آنتالپی استاندارد تشکیل یک ماده" را تعریف کنید.

10. آنتالپی های استاندارد تشکیل کلر مولکولی و پایدار در دمای 298 K تغییر آهن α-Fe چیست؟

11. آنتالپی استاندارد تشکیل فسفر سفید صفر است و قرمز - (-18.41) کیلوژول / مول. کدام یک از تغییرات آلوتروپیک در دمای 25 درجه سانتیگراد پایدارتر است؟

12. نتیجه اول قانون هس را فرموله کنید.

13. مفهوم «آنتالپی استاندارد احتراق یک ماده» را تعریف کنید.

14. چگونه آنتالپی استاندارد تشکیل دی اکسید کربن و آنتالپی استاندارد احتراق در اصلاح T = 298 K کربن - گرافیت پایدار است؟

15. 3 مثال از فرآیندهای شیمیایی خود به خودی را ذکر کنید.

16. علائم تعادل شیمیایی (واقعی) را فهرست کنید.

17. مثالهایی از فرآیندهای همراه با: الف) افزایش در آنتروپی را ارائه دهید. ب) کاهش آنتروپی.

18. اگر Δ r Н=0 تغییر در آنتروپی واکنشی که خود به خود رخ می دهد چه علامتی باید داشته باشد؟

19- تغییر آنتروپی واکنش تجزیه حرارتی کربنات کلسیم باید چه علامتی داشته باشد؟ چرا؟ معادله واکنش را بنویسید.

20. برای حل مسئله احتمال واکنش چه خصوصیات ترمودینامیکی شرکت کنندگان در واکنش را باید بدانید؟

21. واکنش گرمازا بین گازها با افزایش حجم همراه است. در مورد احتمال چنین واکنشی چه می توان گفت؟

22. در کدام یک از موارد زیر می توان جهت واکنش را با تغییر دما تغییر داد: الف) DH<0, DS<0; б) DH>0، DS>0; ج) DH<0, DS>0; د) DH>0، DS<0?

23. آنتالپی استاندارد را برای اکسیداسیون اکسید گوگرد (IV) گازی با اکسیژن به اکسید گوگرد (VI) گازی بیابید. آنتالپی های استاندارد تشکیل SO 2 - (-297 کیلوژول در مول) و SO3 - (-395 کیلوژول در مول).

پاسخ: -196 کیلوژول.

24- علامت تغییر آنتروپی را در واکنش های زیر نشان دهید:

الف) CO (G) + H 2 (G) \u003d C (T) + H 2 O (G)؛

ب) CO 2 (G) + C (T) \u003d 2CO (G)؛

ج) FeO (T) + CO (G) \u003d Fe (T) + CO 2 (G)؛

د) H 2 O (W) \u003d H 2 O (G)؛

پاسخ: الف) (-)؛ ب) (+)؛ ج) (~0)؛ د) (+)؛ ه) (-).

25. آنتروپی استاندارد واکنش اکسیداسیون اکسید گوگرد (IV) گازی با اکسیژن به اکسید گوگرد (VI) گازی را بیابید. آنتروپی استاندارد تشکیل SO 2 - (248 J / (mol K)، SO 3 - (256 J / (mol K))، O2 - (205 J / (mol K)).

پاسخ: -189 J/K.

26. آنتالپی واکنش را برای سنتز بنزن از استیلن بیابید، اگر آنتالپی احتراق بنزن (3302- کیلوژول در مول)، و استیلن - (1300 کیلوژول در مول) باشد.

پاسخ: - 598 کیلوژول.

27. انرژی استاندارد گیبس واکنش تجزیه بی کربنات سدیم را بیابید. آیا ممکن است واکنش در این شرایط خود به خود ادامه یابد؟

پاسخ: 30.88 کیلوژول.

28. انرژی استاندارد گیبس واکنش 2Fe (T) + 3H 2 O (G) \u003d Fe 2 O 3 (T) + 3H 2 (G) (واکنش های خوردگی فولاد کربن با بخار آب) را بیابید. آیا ممکن است واکنش در این شرایط خود به خود ادامه یابد؟

پاسخ: -54.45 کیلوژول.

29. تعادل شیمیایی در سیستم 2NO (g) + O 2 (g) Û 2NO 2 (g) در چه دمایی رخ می دهد؟

جواب: 777 K.

30. اثر حرارتی فرآیند تبخیر 1 گرم آب (گرمای ویژه تبخیر) را در دمای 298 کلوین بیابید، اگر آنتالپی استاندارد تشکیل H 2 O (l) (285.84- کیلوژول بر مول) باشد. و گازی - (-241.84 کیلوژول بر مول).

پاسخ: 2.44 کیلوژول بر گرم.

3.4 وظایف برای کنترل های فعلی و میانی

بخش I

1. فرآیند تشکیل دی اکسید کربن در طی احتراق گرافیت در اکسیژن می تواند به دو صورت انجام شود:

I. 2C (g) + O 2 (g) \u003d 2CO (g)؛ 2CO (g) + O 2 \u003d 2CO 2 (g)، D r H ° \u003d -566 کیلوژول.

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

D f H°(CO) را پیدا کنید.

پاسخ: -110 کیلوژول بر مول.

2. آنتالپی تشکیل و آنتالپی احتراق مونوکسید کربن (CO) را بر اساس واکنش های زیر محاسبه کنید:

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

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

پاسخ: -110 کیلوژول بر مول؛ -283 کیلوژول بر مول.

3. آنتالپی استاندارد تشکیل سولفیت سدیم را از معادله ترموشیمیایی بیابید.

4Na 2 SO 3 (cr) \u003d 3Na 2 SO 3 (cr) + Na 2 S (cr) - 181.1 کیلوژول،

اگر kJ/mol و kJ/mol.

پاسخ: -1090 کیلوژول بر مول.

4. آنتالپی استاندارد احتراق متان را بر اساس واکنش CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g) ، D r H ° \u003d -802 kJ بیابید.

پاسخ: -802 کیلوژول بر مول.

5. مثبت یا منفی بودن آن را پیش بینی کنید

تغییر در آنتروپی سیستم در واکنش های:

الف) H 2 O (g) ® H 2 O (g) (در دمای 25 درجه سانتیگراد).

ب) CaCO 3 (t) ® CaO (t) + CO 2 (g);

ج) N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g)؛

د) N 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2NO (g)؛

ه) Ag + (محلول) + Cl - (محلول) = AgCl (t).

بدون محاسبات توضیحاتی بدهید.

پاسخ: الف) +; ب) +؛ V) -؛ د) ~0; ه) -.

6. علامت سیستم DS را در هر یک از موارد زیر پیش بینی کنید

فرآیندها:

الف) تبخیر 1 مول CCl 4 (g)؛

ب) Br 2 (g) → Br 2 (g);

ج) رسوب AgCl(t) با مخلوط کردن NaCl(aq.) و AgNO 3 (aq.).

توضیحاتی بدهید.

پاسخ: الف) +; ب) -؛ V)-.

7. با استفاده از مقادیر جدولی مقادیر مطلق آنتروپی مواد در شرایط استاندارد (S °)، مقادیر آنتروپی مطلق مواد را در دمای 298 کلوین در هر یک از جفت های زیر مقایسه کنید. :

الف) O 2 (g) و O 3 (g)؛

ب) C (الماس) و C (گرافیت).

ج) NaCl (t) و MgCl 2 (t).

دلیل تفاوت S° را در هر مورد توضیح دهید.

8. D r S° را برای واکنش ها محاسبه کنید

الف) N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g)؛ ب) 2SO 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2SO 3 (g)،

با استفاده از مقادیر جدولی آنتروپی مطلق مواد در شرایط استاندارد.

پاسخ: الف) -197.74 J/K; ب) -188.06 J/K.

9. استفاده از مقادیر جدولی en- مطلق

تروپیوم (S°)، D r S° را برای فرآیندهای زیر محاسبه کنید:

الف) CO (g) + 2H 2 (g) \u003d CH3 OH (g)؛

ب) 2HCl (g) + Br 2 (g) \u003d 2HBr (g) + Cl 2 (g)؛

ج) 2NO 2 (g) = N 2 O 4 (گرم).

آیا علامت Dr S° در هر مورد با آنچه که باید بر اساس بازنمایی های کیفی انتظار داشت، مطابقت دارد؟ پاسخ ها را توضیح دهید

پاسخ: الف) -218.83 J/K; ب) 94.15 J/K; ج) -175.77 J/K.

10. آنتالپی استاندارد تشکیل CO (g) kJ/mol 110.5- است. احتراق 2 مول CO (g) 566 کیلوژول گرما آزاد کرد. محاسبه

پاسخ: -393.5 کیلوژول بر مول.

11. تعیین مقدار گرمای آزاد شده هنگام خاموش کردن 100 کیلوگرم آهک با آب: CaO (k) + H 2 O (l) \u003d Ca (OH) 2 (k)، اگر گرمای استاندارد تشکیل CaO (k) باشد. H2O (l)، Ca(OH) 2(k) به ترتیب -635.14 هستند. -285.84; -986.2 کیلوژول بر مول.

پاسخ: -1165357.2 کیلوژول.

12. آنتالپی تجزیه پراکسید هیدروژن (H 2 O 2) به آب و اکسیژن را با استفاده از داده های زیر تعیین کنید:

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 کیلوژول.

پاسخ: - 96.7 کیلوژول.

13. مقدار گرمایی که در تولید 10 6 کیلوگرم آمونیاک در روز آزاد می شود را محاسبه کنید، اگر

پاسخ: -2.7. 10 9 کیلوژول.

14. بر اساس داده های زیر تعیین کنید:

P 4 (cr) + 6Cl 2 (g) \u003d 4PCl 3 (l)، D r H ° \u003d -1272.0 کیلوژول؛

PCl 3 (g) + Cl 2 (g) \u003d PCl 5 (cr)، D r H ° \u003d -137.2 کیلوژول.

پاسخ: -455.2 کیلوژول بر مول.

15. تغییر در آنتالپی واکنش را در شرایط استاندارد محاسبه کنید: H 2 (g) + 1 / 3O 3 (g) \u003d H 2 O (g) بر اساس داده های زیر:

2O 3 (g) \u003d 3O 2 (g)، D r H ° \u003d -288.9 کیلوژول،

kJ/mol.

پاسخ: -289.95 کیلوژول.

16. آنتالپی استاندارد واکنش تشکیل PbO را با استفاده از داده های زیر محاسبه کنید:

1) 2Pb (cr) + O 2 (g) \u003d 2PbO 2 (cr) - 553.2 کیلوژول؛

2) 2PbO 2 (cr) \u003d 2PbO (cr)) + O 2 (g) + 117.48 کیلوژول.

پاسخ: -217.86 کیلوژول بر مول.

17. آنتالپی استاندارد واکنش تشکیل CuCl را با استفاده از داده های زیر محاسبه کنید:

1) CuCl 2 (cr) + Cu (cr) = 2 CuCl (cr) - 63.5 کیلوژول؛

2) Cu (cr) + Cl 2 (g) = CuCl 2 (cr) - 205.9 کیلوژول.

پاسخ: 134.7 کیلوژول بر مول.

18. با دانستن داده های زیر، Δ f H° متیل الکل را در حالت مایع محاسبه کنید:

H 2 (g) + 1 / 2O 2 (g) \u003d H 2 O (g)، D r H ° \u003d -285.8 کیلوژول؛

C (gr) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g)، D r H ° \u003d -393.7 کیلوژول؛

CH 3 OH (l) + 3 / 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (l)، Dr H ° \u003d -715.0 کیلوژول.

پاسخ: -250.3 کیلوژول بر مول.

19. آنتالپی استاندارد احتراق بنزن و استیلن به ترتیب 3270- و 1302- کیلوژول بر مول است. D rH ° تبدیل استیلن به بنزن را تعیین کنید: 3C 2 H 2 (g) \u003d C 6 H 6 (g).

پاسخ: -636 کیلوژول.

20. آنتالپی استاندارد تشکیل اکسید آهن (III) را تعیین کنید، اگر 146.8 کیلوژول گرما در طی اکسیداسیون 20 گرم آهن آزاد شد.

پاسخ: -822 کیلوژول بر مول.

21. مقدار گرمایی که هنگام دریافت 22.4 لیتر آمونیاک آزاد می شود را محاسبه کنید اگر

N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g)، D r H ° \u003d -92 کیلوژول.

پاسخ: -46 کیلوژول.

22. Δ f H° اتیلن را با استفاده از داده های زیر تعیین کنید.

C 2 H 4 (g) + 3O 2 (g) \u003d 2CO 2 (g) + 2H 2 O (g) -1323 kJ.

C (gr) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g) -393.7 کیلوژول؛

H 2 (g) + 1 / 2O 2 (g) \u003d H 2 O (g) -241.8 کیلوژول.

پاسخ: 52 کیلوژول بر مول.

23. آنتالپی واکنش F (g) + Li (g) \u003d F - (g) + Li + (g) را محاسبه کنید.

اگر F (g) + e \u003d F - (g) -322 کیلوژول / مول؛

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

پاسخ: 198 کیلوژول.

24. آنتالپی استاندارد تشکیل Hg 2 Br 2 را با استفاده از داده های زیر محاسبه کنید:

1) HgBr 2 (cr) + Hg (g) = Hg 2 Br 2 (cr) - 37.32 کیلوژول؛

2) HgBr 2 (cr) \u003d جیوه (l) + Br 2 (l) + 169.45 کیلوژول.

پاسخ: -206.77 کیلوژول بر مول.

25. آنتالپی استاندارد تشکیل بی کربنات سدیم را با استفاده از داده های زیر محاسبه کنید:

2NaHCO 3 (cr) \u003d Na 2 CO 3 (cr) + CO 2 (g) + H 2 O (g) + 130.3 کیلوژول،

اگر kJ/mol;

C (gr) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g) - 393.7 کیلوژول؛ H 2 (g) + 1 / 2O 2 (g) \u003d H 2 O (g) -241.8 کیلوژول.

پاسخ: -947.4 کیلوژول بر مول.

26. آنتالپی استاندارد تشکیل CaCO 3 (cr) را با استفاده از داده های زیر محاسبه کنید:

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 کیلوژول؛

kJ/mol.

پاسخ: -1206 کیلوژول بر مول.

27. تعیین آنتالپی استاندارد تشکیل اکسید آهن (III)، اگر در طول واکنش

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

به ازای هر 80 گرم Fe 2 O 3، 426.5 کیلوژول گرما جذب می شود. kJ/mol.

پاسخ: -823 کیلوژول بر مول.

28. اگر مطابق با معادله ترموشیمیایی، FeO (t) + H 2 (g) \u003d Fe (t) + H 2 O (g) + 23 کیلوژول باشد، برای به دست آوردن 11.2 کیلوگرم آهن چه مقدار گرما باید صرف شود. .

جواب: 4600 کیلوژول.

29. اگر گرمای استاندارد احتراق گرافیت 393.51- کیلوژول بر مول باشد، گرمای احتراق الماس را بیابید و گرما برابر باشد.

و انتقال فاز С(گرافیت) ® С(الماس) است

1.88 کیلوژول بر مول.

پاسخ: -395.39 کیلوژول بر مول.

30. اگر 1 کیلوگرم فسفر قرمز به فسفر سیاه تبدیل شود، چه مقدار گرما آزاد می شود.

که آنتالپی استاندارد تشکیل فسفر قرمز و سیاه به ترتیب 41/18- و 20/43- کیلوژول بر مول است.

پاسخ: -800 کیلوژول.

بخش دوم

تغییر استاندارد انرژی گیبس یک واکنش شیمیایی در دمای 25 درجه سانتیگراد را از مقادیر آنتالپی استاندارد تشکیل و آنتروپی مطلق ترکیبات شیمیایی محاسبه کنید و امکان واکنش خود به خود را ایجاد کنید:

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

پاسخ: -955.24 کیلوژول; واکنش ممکن است

2. چاه SO 2g + 2H 2 S g \u003d 3S تا + 2H 2 O.

پاسخ: -107.25 کیلوژول; واکنش ممکن است

3. 2H 2 S g + 3O 2g = 2H 2 O g + 2SO 2g.

پاسخ: -990.48 کیلوژول; واکنش ممکن است

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

پاسخ: - 260.94 کیلوژول; واکنش ممکن است

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

پاسخ: - 64.51 کیلوژول; واکنش ممکن است

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

پاسخ: - 1370.46 کیلوژول; واکنش ممکن است

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

پاسخ: 228.13 کیلوژول; واکنش ممکن نیست

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

پاسخ: -31.3 کیلوژول; واکنش ممکن است

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

پاسخ: -1313.9 کیلوژول; واکنش ممکن است

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

پاسخ: -1305.69 کیلوژول; واکنش ممکن است

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

پاسخ: -55.08 کیلوژول; واکنش ممکن است

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

پاسخ: -7.71 کیلوژول; واکنش ممکن است

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

پاسخ: -2452.81 کیلوژول; واکنش ممکن است

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

پاسخ: 99.7 کیلوژول; واکنش ممکن نیست

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

پاسخ: 297.7 کیلوژول; واکنش ممکن نیست

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

پاسخ: -14.88 کیلوژول; واکنش ممکن است

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

پاسخ: -407.4 کیلوژول; واکنش ممکن است

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

پاسخ: 54.47 کیلوژول; واکنش ممکن نیست

تغییر استاندارد انرژی گیبس یک واکنش شیمیایی در دمای 25 درجه سانتیگراد را از مقادیر آنتالپی استاندارد تشکیل و آنتروپی مطلق ترکیبات شیمیایی محاسبه کنید و تعیین کنید که در چه دمایی تعادل در سیستم اتفاق می افتد.

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

پاسخ: -93.1 کیلوژول; ~ 552 K.

20. Cl 2g + 2HI g ↔ I 2c + 2HCl g.

پاسخ: -194.0 کیلوژول; ~ 1632 K.

21. SO 2g + 2CO g ↔ 2CO 2g + S c.

پاسخ: -214.24 کیلوژول; ~ 1462 K.

22. CH 4g + 2H 2 Og ↔ CO 2g + 4H 2g.

پاسخ: 113.8 کیلوژول; ~ 959 K.

23. CO g + 3H 2g ↔ CH 4g + H 2 O g.

پاسخ: -142.36 کیلوژول; ~ 963 K.

تغییر انرژی گیبس یک واکنش شیمیایی در دمای 350 درجه سانتیگراد را از آنتالپی های استاندارد تشکیل و آنتروپی مطلق ترکیبات شیمیایی محاسبه کنید. وابستگی دمایی Df H° و S° را نادیده بگیرید. امکان واکنش های خود به خود را تنظیم کنید:

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

پاسخ: 1910.47 کیلوژول; واکنش ممکن است

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

پاسخ: -80.0 کیلوژول; واکنش ممکن است

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

پاسخ: 860.0 کیلوژول; واکنش ممکن نیست

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

پاسخ: -154.4 کیلوژول; واکنش ممکن است

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

پاسخ: -57.9 کیلوژول; واکنش ممکن است

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

پاسخ: -196.83 کیلوژول; واکنش ممکن است

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

پاسخ: -798.8 کیلوژول; واکنش ممکن است