Petrol rafinasyon proseslerinde karmaşık reaksiyonların çeşitli yönlerinin termodinamik olasılığı. Kimyasal kinetik Kimyasal reaksiyonların meydana gelme olasılığı

201. Standart koşullar altında N 2 (g) + O 2 (g) = 2NO (g) reaksiyonu hangi yönde ilerleyecektir? Cevabınızı hesaplamalarla destekleyiniz.

202. ∆ ise, 1000 K'deki bir reaksiyonun Gibbs enerjisindeki değişimi hesaplayın. rN° 298 = 131,3 kJ ve ∆ r S° 298 = 133,6 J/K (sıcaklıktan etkilenir) T∆ tarafından N ve ∆ S ihmal etmek).

203. ∆'yi hesapla rG° 298 sistem PbO 2 + Pb = 2PbO ∆'ye göre rN° 298 ve ∆ r S° 298 reaktanlar. Bu reaksiyonun mümkün olup olmadığını belirleyin.

204. Fe 2 O 3 (k) + 3H 2 = = Fe (k) + 3H 2 O (g) reaksiyonunun standart koşullar altında kendiliğinden hangi yönde ilerleyeceğini belirleyin.

205. Gibbs enerjisindeki değişimi hesaplayın ve Cr 2 O 3 (s) + 3C (s) = 2Cr (s) + 3CO (g) reaksiyonuna göre krom (III) oksidin 1500 K'de karbonla indirgenme olasılığını belirleyin.

206. Tungsten, tungsten(IV) oksidin hidrojen ile indirgenmesiyle üretilir. Bu reaksiyonun 500 ve 1000 °C'de meydana gelme olasılığını WO3(s) + 3H2(g) = W(s) + 3H2O(g) reaksiyonuyla belirleyin.

207. Gibbs enerjisindeki değişimi hesaplayın ve bu reaksiyonun standart koşullar altında meydana gelme olasılığını belirleyin CO (g) + H 2 O (l) = CO 2 (g) + H 2 (g).

208. Gibbs enerjisindeki değişimi hesaplayın ve 4CuO (s) = 2Cu 2 O (s) + O 2 (g) reaksiyonuna göre bakır (II) oksidin 400 ve 1500 K'de ayrışma reaksiyonu olasılığını belirleyin.

209. ∆ ise, ileri ve geri yöndeki eşit olasılıklı reaksiyonun sıcaklığını belirleyin. rN° 298 = = 38 kJ ve ∆ r S° 298 = 207 J/K.

210. ∆'yi hesapla rG° 298 ve ∆ rG H2O (g) + + C (g) = CO (g) + H2 (g) reaksiyonu için ° 1000. Sıcaklık, ileri yönde meydana gelen bir sürecin termodinamik olasılığını nasıl etkiler?

211. Aşağıdaki reaksiyonlardan hangisi termodinamik olarak daha olasıdır: 1) N 2 + O 2 = 2NO veya 2) N 2 + 2O 2 = 2NO 2? Cevabınızı hesaplamalarla destekleyiniz.

212. ∆'ın işaretini belirleyin rG° 298, hesaplamalara başvurmadan, CaO (s) + CO 2 (g) = CaCO 3 (s), ∆ reaksiyonu için rN° 298 = -178,1 kJ/mol. Cevabını açıkla.

213. ∆'ın işaretini belirleyin rG° 298, insan vücudundaki sakarozun asimilasyon süreci için, oksidasyonuna kadar kaynar C 12 H 22 O 11 (k) + 12 O 2 (g) = 12 CO 2 (g) + 11 H 2 O (l) ).

214. Tıpta narkotik olarak kullanılan nitrik oksidin (I), 2N 2 O (g) + O 2 (g) reaksiyonuna göre atmosferik oksijen tarafından çok toksik nitrik okside (II) oksitleneceği tehdidinin olup olmadığını kontrol edin. = 4NO(G) .

215. Gliserol, vücutta en sonunda CO2 (g) ve H20 (l)'ye dönüştürülen metabolizma ürünlerinden biridir. ∆'yi hesapla rG° 298 gliserol oksidasyon reaksiyonu, eğer ∆ ise f G° 298 (C3H803) = = 480 kJ/mol.

216. 6CO 2 (g) + 6H 2 O (l) = C 6 H 12 O 6 (çözelti) + 6O 2 (g) fotosentez reaksiyonu için Gibbs enerjisindeki değişimi hesaplayın.

217. ∆ olduğu sıcaklığı belirleyin rG° T = 0, H2O (g) + CO (g) = C02 (g) + H2 (g) reaksiyonu için.

218. Termodinamik özellikleri hesaplayın ∆ rN°298,∆ r S°298,∆ rG° 298 reaksiyon 2NO (g) = N204 (g). Reaksiyonun 0°C sıcaklıklarda meydana gelme olasılığı hakkında bir sonuç formüle edin; 25 ve 100 °C, bunu hesaplayarak onaylayın.

219. 3Fe 2 O 3 (k) + H 2 (g) = 2Fe 3 O 4 (k) = H 2 O (g) reaksiyonu mümkün mü? Cevabınızı hesaplamalarla destekleyiniz.

220. ∆ ise 980 K'de reaksiyonun Gibbs enerjisindeki değişimi hesaplayın rN° 298 = 243,2 kJ ve ∆ r S° 298 = 195,6 J/K (sıcaklığın ∆ üzerindeki etkisi) N ve ∆ S ihmal etmek).

221. ∆'yi hesapla rG° 298 ve ∆ rG° 1000 reaksiyon için

Fe 2 O 3 (k) + 3CO (g) = 2 Fe (k) + 3CO 2 (g)

Sıcaklık, ileri yönde meydana gelen bir sürecin termodinamik olasılığını nasıl etkiler?

222. Kalsiyum karbürün su ile etkileşimi iki denklemle tanımlanır:

a) CaC2 + 2H20 = CaC03 + C2H2; b) CaC2 + 5H20 = CaC03 + 5H2 + C02.

Termodinamik olarak hangi reaksiyon tercih edilir? Hesaplamanın sonuçlarını açıklayın.

223. Standart koşullar altında SO2 + 2H2 = S cr + 2H2O reaksiyonunun kendiliğinden oluşma yönünü belirleyin.

224. 298 ve 500 K'de ZnS +3/2O 2 = ZnO + SO 2 reaksiyonunun Gibbs enerjisindeki değişimi hesaplayın.

225. Kendiliğinden reaksiyonun yönünü belirleyin

NH4CI (k) + NaOH (k) = NaCl (k) + H20 (g) + NH3 (g).

standart koşullar altında

Kimyasal reaksiyonların hızı

226. Sistemdeki toplam basınç 3 kat artırılırsa 4HCl + O 2 → 2H 2 O +2Cl 2 homojen gaz reaksiyonunun hızının kaç kat değişeceğini belirleyin.

227. Reaksiyon hızı: 0,6 mol/dm3'e eşit NO ve O2 konsantrasyonlarında 2NO + O2 → 2N02, 0,18 mol/(dm 3 dakika)'dır. Reaksiyon hız sabitini hesaplayın.

228. 2CO → CO2 + C(s) reaksiyonunun hızını 4 kat arttırmak için sistemdeki CO konsantrasyonu kaç kat arttırılmalıdır?

229. Reaksiyon N2 + O2 → 2NO denklemini takip eder. Nitrojen ve oksijenin başlangıç ​​konsantrasyonları 0,049 ve 0,01 mol/dm3'tür. Sistemde 0,005 mol NOx oluştuğunda maddelerin konsantrasyonlarını hesaplayın.

230. A ve B maddeleri arasındaki reaksiyon 2A + B = C denklemine göre ilerler. A maddesinin konsantrasyonu 6 mol/l, B maddesinin konsantrasyonu ise 5 mol/l'dir. Reaksiyon hızı sabiti 0,5 l/(mol·s)'dir. Başlangıç ​​anında ve reaksiyon karışımında B maddesinin %45'inin kaldığı andaki reaksiyon hızını hesaplayın.

231. Reaksiyon hızının 90 kat artması için sıcaklığın kaç derece arttırılması gerekir? Van't Hoff sıcaklık katsayısı 2,7'dir.

232. 2HI = H2 + I2 reaksiyonuna göre hidrojen iyodürün ayrışması için reaksiyon hızının sıcaklık katsayısı 2'ye eşittir. Bu reaksiyonun hız sabitini 684 K'de hesaplayın, eğer 629 K'da hız sabiti 8,9 10 ise -5 l / (mol·s).

233. Sıcaklık 45° azaldığında reaksiyon 25 kat yavaşlıyorsa, reaksiyon hızının sıcaklık katsayısını belirleyin.

234. 293 K'de 3 saat sürüyorsa reaksiyonun hangi sıcaklıkta 45 dakikada tamamlanacağını hesaplayın. Reaksiyon hızının sıcaklık katsayısını 3,2 olarak alın.

235. 630 K'de bu reaksiyonun hız sabiti 8,9 -5 mol/(dm 3 s) ve γ = 2 ise, reaksiyonun hız sabitini 680 K'de hesaplayın.

236. 9,4 °C'de reaksiyon hızı sabiti 2,37 dakika -1 ve 14,4 °C'de 3,204 dakika -1'dir. Reaksiyon hızının aktivasyon enerjisini ve sıcaklık katsayısını hesaplayın.

237. Reaksiyon hızının sıcaklık katsayısı 3 ise, reaksiyon hızını 50 ve 100 kat artırmak için sıcaklığın kaç derece arttırılması gerektiğini hesaplayın.

238. 393 K'de reaksiyon 18 dakikada tamamlanır. Reaksiyon hızının sıcaklık katsayısı 3 ise bu reaksiyon ne kadar süre sonra 453 K'de biter?

239. CO + H20 (g) → C02 + H2 reaksiyonundaki reaktanların başlangıç ​​konsantrasyonları eşitti (mol/dm3): = 0,8; = 0,9; = 0,7; = 0,5. Hidrojen konsantrasyonu %10 arttığında reaksiyondaki tüm katılımcıların konsantrasyonlarını belirleyin.

240. A ve B maddeleri arasındaki reaksiyon A + 2B → C denklemiyle ifade edilir. Maddenin başlangıç ​​konsantrasyonları şöyledir: [A] = 0,03 mol/l; [B] = 0,05 mol/l. Reaksiyon hızı sabiti 0,4'tür. A maddesinin konsantrasyonu 0,01 mol/l azaldığında reaksiyonun başlangıç ​​hızını ve bir süre sonra reaksiyonun hızını belirleyin.

241. CO + Cl2 = COCl2 sisteminde konsantrasyon 0,03'ten 0,12 mol/l'ye, klor konsantrasyonu ise 0,02'den 0,06 mol/l'ye çıkarıldı. İleri reaksiyonun hızı kaç kat arttı?

242. A maddesinin konsantrasyonu 2 kat arttırılırsa ve B maddesinin konsantrasyonu 2 kat azaltılırsa 2A + B → A 2 B reaksiyon hızı kaç kez değişir?

243. 313 K'de novokain hidrolizinin hız sabiti 1.10 -5 gün -1'e eşitse ve reaksiyonun aktivasyon enerjisi şuna eşitse, 293 K'de 10 günlük depolama sırasında novokainin hangi fraksiyonu (%) ayrışacaktır? 55,2 kJ/mol?

244. 36 °C'de penisilinin bozunma hızı sabiti 6·10-6 s-1 ve 41 °C - 1,2·10-5 s-1'dir. Reaksiyonun sıcaklık katsayısını hesaplayın.

245. Aktivasyon enerjisi 4 kJ/mol azaltılırsa 298 K'de meydana gelen reaksiyonun hızı kaç kat artar?

246. Hidrojen peroksitin ayrışma reaksiyonu için hız sabitinin sıcaklık katsayısını (γ) 25 °C - 55 °C sıcaklık aralığında hesaplayın. E bir= 75,4 kJ/mol.

247. 22 °C'de 0,045 M KOH çözeltisinde hidrojen peroksitin oksijen oluşumuyla ayrışması, yarılanma ömrü τ 1/2 = 584 dakika olan birinci dereceden bir reaksiyon olarak gerçekleşir. Eşit hacimlerde 0,090 M KOH çözeltisi ile 0,042 M H2O2 çözeltisinin karıştırılmasından sonraki ilk andaki reaksiyon hızını ve bir saat sonra çözeltide kalan hidrojen peroksit miktarını hesaplayın.

248. Sıcaklığın 27,8 °C artmasıyla reaksiyon hızı 6,9 kat arttı. Reaksiyon hızının sıcaklık katsayısını ve bu reaksiyonun 300 K'deki aktivasyon enerjisini hesaplayın.

249. Belirli bir birinci dereceden reaksiyon için, bir maddenin 351 K'deki yarı ömrü 411 dakikadır. Aktivasyon enerjisi 200 kJ/mol'dür. Başlangıçtaki madde miktarının %75'inin 402 K'de ayrışmasının ne kadar süreceğini hesaplayın.

250. Belirli bir reaksiyonun 25 ve 60 °C'deki hız sabitleri sırasıyla 1,4 ve 9,9 dakika -1'e eşittir. Bu reaksiyonun 20 ve 75 °C'deki hız sabitlerini hesaplayın.

Kimyasal Denge

251. A + B = C + D reaksiyonunun denge sabiti birliğe eşittir. Başlangıç ​​konsantrasyonu [A] = 0,02 mol/l. Başlangıç ​​konsantrasyonları [B] = 0,02 ise, A maddesinin yüzde kaçı dönüşüme uğrar; 0,1; 0,2 mol/l?

252. Amonyak üretmek için reaksiyon karışımındaki başlangıç ​​nitrojen ve hidrojen konsantrasyonları sırasıyla 4 ve 10 mol/dm3 idi. Denge oluşana kadar nitrojenin %50'si reaksiyona girmişse, karışımdaki bileşenlerin denge konsantrasyonlarını hesaplayın.

253. Tersinir reaksiyon A + B ↔ C + D denklemine göre ilerler. Karışımdaki her maddenin başlangıç ​​konsantrasyonu 1 mol/l'dir. Denge sağlandıktan sonra C bileşeninin konsantrasyonu 1,5 mol/dm3 olur. Bu reaksiyonun denge sabitini hesaplayınız.

254. NO ve O 2'nin başlangıç ​​konsantrasyonlarını ve 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 tersinir reaksiyonunun denge sabitini belirleyin, eğer denge reaktantların mol/dm3 olan aşağıdaki konsantrasyonlarında kurulursa: = 0,12; = 0,48; = 0,24.

255. Her bir bileşenin denge konsantrasyonları 3 kat azalırsa 2NO 2 ↔ NO + O 2 sistemindeki kimyasal denge hangi yönde değişecektir?

256. Denge kaç kez azalacak? kısmi basıncı Nitrojen basıncı iki katına çıkarsa N 2 + 3H 2 ↔ 2 NH3 reaksiyonu sırasında hidrojen?

257. 2NO 2 ↔ N 2 O 4 sisteminde 60°C ve standart basınçta denge sağlanmıştır. Basıncın iki katına çıkması için hacim kaç kez azaltılmalıdır?

258. Sistemlerin sıcaklığı arttıkça denge hangi yöne kayacaktır:

1) COCl2 ↔ CO + Cl2; ∆ rN° 298 = -113 kJ/mol

2) 2СО ↔ CO2 +С; ∆ rN° 298 = -171 kJ/mol

3) 2S03 ↔ 2S02 + O2; ∆ rN° 298 = -192 kJ/mol.

Cevabını açıkla.

259. Kapalı bir kapta AB (g) ↔ A (g) + B (g) reaksiyonu meydana gelir. Reaksiyonun denge sabiti 0,04'tür ve B maddesinin denge konsantrasyonu 0,02 mol/L'dir. AB maddesinin başlangıç ​​konsantrasyonunu belirleyin. AB maddesinin yüzde kaçı ayrıştı?

260. Amonyak oksijenle oksitlendiğinde nitrojen ve çeşitli nitrojen oksitler oluşabilmektedir. Reaksiyon denklemini yazın ve aşağıdakilerin oluşmasıyla birlikte basıncın reaksiyonların dengesindeki değişim üzerindeki etkisini tartışın: a) N2O; b) NO 2.

261. Sistemin hacmi 2 kat azaldığında tersinir C (s) + H 2 O (g) ↔ CO (g) + H 2 (g) reaksiyonunun dengesi hangi yöne kayacaktır?

262. Belirli bir sıcaklıkta, 2NO 2 ↔ 2NO + O 2 sistemindeki denge aşağıdaki konsantrasyonlarda oluşturulmuştur: = 0,006 mol/l; = 0,024 mol/l. Reaksiyonun denge sabitini ve NO 2'nin başlangıç ​​konsantrasyonunu bulun.

263. Karbon monoksit ve su buharının başlangıç ​​konsantrasyonları aynıdır ve 0,1 mol/l'ye eşittir. Hidrojenin denge konsantrasyonu 0,06 ise, CO (g) + H 2 O (g) ↔ CO (g) + H 2 (g) sistemindeki CO, H 2 O ve CO 2'nin denge konsantrasyonlarını hesaplayın. mol/l, denge sabitini belirleyin.

264. Belirli bir sıcaklıkta 3H2 + N2 = 2NH3 reaksiyonunun denge sabiti 2'dir. Başlangıçtaki hidrojen konsantrasyonu şu şekildeyse, hidrojenin% 75'ini amonyağa dönüştürmek için 1 litre gaz karışımı başına kaç mol nitrojen ilave edilmelidir? 10 mol/l?

265. 2NO (g) + O 2 (g) ↔ 2NO 2 (g) sisteminde maddelerin denge konsantrasyonları = 0,2 mol/l, = 0,3 mol/l, = 0,4 mol/l'dir. Denge sabitini hesaplayın ve denge konumunu tahmin edin.

266. 0,2 litre kapasiteli bir kaba 0,3 ve 0,8 g hidrojen ve iyot yerleştirildi. Denge sağlandıktan sonra kapta 0,7 g HI bulundu. Reaksiyonun denge sabitini hesaplayın.

267. H2 ve I2'nin başlangıç ​​konsantrasyonları sırasıyla 0,6 ve 1,6 mol/l'dir. Denge sağlandıktan sonra hidrojen iyodür konsantrasyonunun 0,7 mol/l olduğu ortaya çıktı. H 2 ve I 2'nin denge konsantrasyonlarını ve denge sabitini hesaplayın.

268. Belirli bir sıcaklıkta, 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 reaksiyonunun denge sabiti 2,5 mol -1 · l'ye eşittir ve denge gaz karışımında = 0,05 mol/l ve = 0,04 mol/l. Oksijen ve NO'nun başlangıç ​​konsantrasyonlarını hesaplayın.

269. 2 litre kapasiteli bir kapta bulunan sırasıyla 3 ve 4 mol miktarlarda A ve B maddeleri 5A + 3B = A 5 B 3 denklemine göre reaksiyona girer.

1,6 mol A maddesi reaksiyona girdi Tüketilen B maddesinin ve elde edilen ürünün miktarını belirleyin. Denge sabitini hesaplayın.

270. H2 + I2 = 2HI reaksiyonunun dengesini incelerken, H2 ve I2'nin 1 mol/l'lik başlangıç ​​konsantrasyonlarında, HI'nın denge konsantrasyonunun 1,56 mol/l olduğu bulundu. H 2 ve I 2'nin başlangıç ​​konsantrasyonları 2 mol/l ise hidrojen iyodürün denge konsantrasyonunu hesaplayın.

271. H 2 + I 2 = 2HI dengesini incelerken, H 2, I 2 ve HI denge konsantrasyonlarının sırasıyla 4,2'ye eşit olduğu ortaya çıktı; 4.2; 1,6 mol/l. Aynı sıcaklıkta yapılan başka bir deneyde I 2 ve HI'nın denge konsantrasyonları 4,0 ve 1,5 mol/l olarak bulunmuştur. Bu deneydeki hidrojen konsantrasyonunu hesaplayın.

272. Denge gaz sistemi SO2 – O2 – SO3'te belirli bir sıcaklıkta, madde konsantrasyonları sırasıyla 0,035; 0,15 ve 0,065 mol/l. Maddelerin yalnızca oksijen ve SO2 olduğunu varsayarak denge sabitini ve başlangıç ​​derişimlerini hesaplayın.

273. 8,5 litre kapasiteli bir kapta CO (g) + Cl 2 (g) = COCl 2 (g) dengesi kurulmuştur. Denge karışımının bileşimi (g): CO – 11, Cl 2 – 38 ve COCl 2 – 42. Reaksiyonun denge sabitini hesaplayın.

274. H 2 (g) + Cl 2 (g) = 2HCl (g) , ∆ reaksiyonları denge kaymasını ve denge sabitini nasıl etkiler? H < 0, aşağıdaki faktörler: a) H2, Cl2 ve HCl konsantrasyonlarında artış; b) basınçta 3 kat artış; c) sıcaklıkta artış var mı?

275. Homojen sistem 2NO + Cl2 = 2NOCl'de NO ve Cl2'nin başlangıç ​​konsantrasyonları sırasıyla 0,5 ve 0,2 mol/dm3'tür. Denge zamanında NO'nun %35'i reaksiyona girmişse denge sabitini hesaplayın.

Manganez, demir, bakır ve çinko tuzları ve bir sodyum sülfit çözeltisi kullanarak, belirtilen sülfürleri dört test tüpünde çökeltin, çökeltileri damıtılmış suyla durulayın. boşaltma yöntemiyle ve ardından çökeltilerin her birine 2-3 ml seyreltik sülfürik asit çözeltisi ekleyin. Ne oluyor? Deneysel verileri hesaplama sonuçlarıyla karşılaştırın.

Deney 3. Reaksiyonun yönünün seçilmesi

Sulu bir çözeltide E 3+ ve S 2- iyonları arasında aşağıdaki etkileşimler mümkündür:

Değişim etkileşimi;

Karşılıklı olarak artan hidroliz;

Redoks reaksiyonu, eğer elementin oksidasyon durumu (+3) çok kararlı değilse ve (+2)'ye düşebilirse:

2E 3+ + 3S 2– → E 2 S 3,

2E 3+ + 3S 2– + 6H 2 Ö → 2E(OH) 3 + 3H 2 S,

2E 3+ + 3S 2– → 2ES + S.

Tablo 2'deki verileri kullanarak gerekli hesaplamaları yapın ve bir sodyum sülfit çözeltisinin üç yüklü demir, alüminyum, krom ve bizmut katyonlarının tuzlarıyla etkileşimi sırasında termodinamik açıdan bu reaksiyon seçeneklerinden hangisinin büyük olasılıkla olduğunu bulun. .

Tablo 2

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

Her özel durumda hangi dış işaretlerle ne tür bir etkileşimin gerçekleştiği belirlenebilir?

Belirtilen tuzların 1-2 ml solüsyonunu üç test tüpüne dökün ve 1 ml sodyum sülfür solüsyonu ekleyin. Her durumda ne gözlenir?

Tahmin deney sonuçlarıyla örtüşüyor mu?

Konu: KİMYASAL KİNETİK. KATALİZ. DENGE

Laboratuvar işi№ 7

Kimyasal kinetik

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

Çalışmanın amacı: Reaktanların konsantrasyonunun ve sıcaklığın kimyasal reaksiyon hızı üzerindeki etkisinin incelenmesi.

Bireysel çalışma için sorular ve alıştırmalar.

1. Kimyasal kinetiğin konusu. Kimyasal reaksiyonun hızını tanımlayın. Kimyasal reaksiyon hızını etkileyen faktörleri listeleyiniz.

2. Kimyasal reaksiyonun hızının matematiksel ifadesini verin. Hızın matematiksel ifadesinde neden eksi işareti bulunduğunu açıklayın. Reaksiyon hızı sıcaklığa nasıl bağlıdır?

3. Kitlesel eylem yasasını formüle edin. Hız sabitinin fiziksel anlamı nedir ve değerini hangi faktörler etkiler?

Sıcaklığın kimyasal reaksiyon hızı üzerindeki etkisi.

4. Aktivasyon enerjisi. Etkinleştirilmiş kompleks. Aktivasyon entropisi.

5. Reaksiyonların kinetik sınıflandırması. Molekülerlik ve reaksiyon sırası.

6. Katalizörler ve kataliz.

7. Homojen kataliz. Ara bileşikler teorisi.

8. Tersinir ve geri döndürülemez süreçler. Kimyasal dengenin başlama koşulları. Kimyasal denge sabiti ve onu etkileyen faktörler.

9. Le Chatelier ilkesi. Kimyasal dengede değişiklik.

1. Reaksiyon kabının hacmi 3 kat azaltılırsa 2NO + O 2 = 2NO 2 reaksiyonunun hızı nasıl değişir?

2. A ve B maddelerinin konsantrasyonları sırasıyla 0,5 ve 0,1 mol/l'ye eşitse, reaksiyon hızı 0,005 mol/l·s ise, A + B = AB reaksiyonu için hız sabitinin değerini bulun.

3. Reaksiyon hızının sıcaklık katsayısı 2 ise reaksiyon hızının 8 kat artması için sıcaklığın kaç derece arttırılması gerektiğini belirleyin.

Teçhizat.Ölçüm tüpleri – 8 adet. Pasteur pipeti (5 ml) – 2 adet. Kimyasal cam (100 mi). Su banyosu. Laboratuvar termometresi (100 0 C). Kronometre (veya metronom). Elektrikli soba.

Reaktifler: Sodyum tiyosülfat %0,5'lik çözüm, sülfürik asit %0,5'lik çözelti, arıtılmış su.

Giriiş. Termodinamik hesaplamalar, bu sürecin olasılığı hakkında bir sonuç çıkarmamıza, kimyasal bir reaksiyonu gerçekleştirmek için koşulları seçmemize, ürünlerin denge bileşimini belirlememize, başlangıç ​​​​maddelerinin ve ürün verimlerinin teorik olarak ulaşılabilir dönüşüm derecelerini ve ayrıca enerji etkilerini hesaplamamıza olanak tanır. (reaksiyon ısısı, toplanma durumundaki değişim ısısı), enerji dengelerinin derlenmesi ve enerji maliyetlerinin belirlenmesi için gereklidir.

Termodinamiğin en önemli kavramları “işlem ısısı” ve “iş”tir. Bir termodinamik sistemin durumunu karakterize eden büyüklüklere termodinamik parametreler denir. Bunlar şunları içerir: sıcaklık, basınç, özgül hacim, yoğunluk, molar hacim, özgül iç enerji. Söz konusu termodinamik sistemin kütlesiyle (veya madde miktarıyla) orantılı miktarlara denir. yaygın; bunlar hacim, iç enerji, entalpi, entropidir. Yoğun miktarlar termodinamik sistemin kütlesine bağlı değildir ve yalnızca termodinamik parametrelerin durumları olarak hizmet ederler. Bunlar sıcaklık, basınç ve yaygın Bir maddenin kütle, hacim veya miktar birimi ile ilgili miktarlar. Kimyasal teknolojik süreçleri hızlandırmak amacıyla yoğun parametrelerin değiştirilmesine denir. yoğunlaşma.

Ekzotermik reaksiyonlarda, başlangıç ​​maddelerinin (U 1) iç enerji rezervi, ortaya çıkan ürünlerden (U 2) daha fazladır. ∆U = U 1 – U 2 farkı ısı formuna dönüşür. Aksine endotermik reaksiyonlarda belirli miktarda ısının emilmesi nedeniyle maddelerin iç enerjisi artar (U 2 > U 1). ∆U J/mol cinsinden ifade edilir veya teknik hesaplamalarda 1 kg veya 1 m3 (gazlar için) olarak adlandırılır. Reaksiyonların veya toplanma durumlarının veya karışma, çözünme durumlarının termal etkilerinin incelenmesi, fiziksel kimya veya kimyasal termodinamik - termokimya dalı tarafından ele alınır. Termokimyasal denklemler bir reaksiyonun termal etkisini gösterir. Örneğin: C (grafit) + O 2 = C02 +393,77 kJ/mol. Ayrışma ısıları ters işarete sahiptir. Bunları belirlemek için tablolar kullanılır. D.P. Konovalov'a göre yanma ısısı şu ilişkiden belirlenir: Q yanma = 204,2n+44,4m+∑x (kJ/mol), burada n, belirli bir maddenin 1 molünün tamamen yanması için gereken oksijenin mol sayısıdır. m, 1 mol maddenin yanması sırasında oluşan suyun mol sayısıdır, ∑x, belirli bir homolog seri için bir düzeltme sabitidir. Belirsizlik ne kadar büyük olursa, ∑x de o kadar büyük olur.

Asetilen serisi hidrokarbonlar için ∑x=213 kJ/mol. Etilen hidrokarbonlar için ∑x=87,9 kJ/mol. Doymuş hidrokarbonlar için ∑x=0. Bir bileşiğin molekülü çeşitli fonksiyonel gruplar ve bağ türleri içeriyorsa, termal karakteristik toplama yoluyla bulunur.

Bir reaksiyonun termal etkisi, reaksiyona katılan tüm maddelerin mol sayısı dikkate alınarak, reaksiyon ürünlerinin oluşum ısılarının toplamı eksi başlangıç ​​maddelerinin oluşum ısılarının toplamına eşittir. Örneğin reaksiyon için Genel görünüm: n 1 A+n 2 B=n 3 C+n 4 D+Q x termal etki: Q x =(n 3 Q C arr +n 4 Q D arr) – (n 1 Q A arr +n 2 Q B arr)

Bir reaksiyonun termal etkisi, tüm reaksiyona giren maddelerin mol sayısı dikkate alınarak, başlangıç ​​maddelerinin yanma ısılarının toplamı eksi reaksiyon ürünlerinin yanma ısılarının toplamına eşittir. Aynı genel reaksiyon için:

Q x =(n 1 Q A yanık +n 2 Q B yanık) – (n 3 Q C yanık +n 4 Q D yanık)

Olasılık Denge reaksiyonlarının oluşumu termodinamik denge sabiti tarafından belirlenir ve bu sabit şu şekilde belirlenir:

К р = e - ∆ G º/(RT) = e - ∆ H º/ RT ∙ e ∆ S º/ R Bu ifadenin analizinden, endotermik reaksiyonlar için (Q) açıkça görülmektedir.< 0, ∆ H° > 0) entropide bir azalma ile (∆S°< 0) самопроизвольное протекание реакции невозможно так как – ∆G > 0. Daha sonra kimyasal reaksiyonlara termodinamik yaklaşım daha ayrıntılı olarak ele alınacaktır.

Ders 4.

Termodinamiğin temel yasaları. Termodinamiğin birinci yasası. Isı kapasitesi ve entalpi. Reaksiyonun entalpisi. Bir bileşiğin oluşum entalpisi. Yanma entalpisi. Hess yasası ve reaksiyon entalpisi.

Termodinamiğin birinci yasası: sistemin iç enerjisindeki (∆E) değişim işe eşittir dış kuvvetler(A′) artı aktarılan ısı miktarı (Q): 1)∆E=A′+Q; veya (2. tip) 2)Q=∆E+A – sisteme aktarılan ısı miktarı (Q), sistemin iç enerjisini (∆E) ve sistem tarafından yapılan işi (A) değiştirmek için harcanır. Bu, enerjinin korunumu yasasının bir türüdür. Sistemin durumundaki değişiklik çok küçükse, o zaman: dQ=dE+δA – bu küçük (δ) değişikliklerin girişidir. Gaz için (ideal) δА=pdV. İzokorik bir süreçte δА=0, o zaman δQ V =dE, çünkü dE=C V dT, o zaman δQ V =C V dT, burada C V sabit hacimdeki ısı kapasitesidir. Küçük bir sıcaklık aralığında ısı kapasitesi sabittir, dolayısıyla Q V =C V ∆T. Bu denklemden sistemin ısı kapasitesini ve proseslerin ısısını belirleyebiliriz. CV – Joule-Lenz yasasına göre. Yararlı bir iş yapılmadan gerçekleşen izobarik bir süreçte, p'nin sabit olduğu ve diferansiyel işaret altında parantez dışına alınabileceği dikkate alındığında, yani δQ P =dE+pdV=d(E+pV)=dH, burada H sistemin entalpisidir. Entalpi, sistemin iç enerjisinin (E) toplamı ile basınç ve hacmin çarpımıdır. Isı miktarı izobarik ısı kapasitesi (С Р) aracılığıyla ifade edilebilir: δQ P =С Р dT, Q V =∆E(V = sabit) ve Q P =∆H(p = sabit) - genellemeden sonra. Bundan, sistem tarafından alınan ısı miktarının, belirli bir durum fonksiyonundaki (entalpi) bir değişiklikle benzersiz bir şekilde belirlendiği ve yalnızca sistemin başlangıç ​​ve son durumlarına bağlı olduğu ve sistemin izlediği yolun şekline bağlı olmadığı sonucu çıkar. süreç geliştirildi. Bu konum, kimyasal reaksiyonların termal etkileri konusunun dikkate alınmasının temelini oluşturur.

Reaksiyonun termal etkisi– kimyasal bir değişkendeki değişiklikle ilgilidir ısı miktarı, kimyasal reaksiyonun gerçekleştiği ve reaksiyon ürünlerinin orijinal reaktiflerin (genellikle QV ve QP) sıcaklığını aldığı bir sistem tarafından elde edilir.

ile reaksiyonlar negatif termal etki yani çevreye ısı salınımı ile ekzotermik olarak adlandırılır. ile reaksiyonlar pozitif Isıl etki yani ısının ortamdan emilmesiyle ortaya çıkan etkilere denir. endotermik.

Stokiyometrik reaksiyon denklemi şöyle olacaktır: (1) ∆H=∑b JHJ - ∑a i H ben veya ∆H=∑y i H ben; j – ürünlerin sembolleri, i – reaktiflerin sembolleri.

Bu pozisyon denir Hess yasası: E i, H i miktarları sistemin durumunun fonksiyonlarıdır ve dolayısıyla ∆H ve ∆E ve dolayısıyla Q V ve Q р (Q V =∆Е, Q р =∆H) termal etkileri yalnızca neye bağlıdır? maddeler belirli koşullar altında reaksiyona girer ve hangi ürünler elde edilir, ancak kimyasal işlemin gerçekleştiği yola (reaksiyon mekanizması) bağlı değildir.

Başka bir deyişle, bir kimyasal reaksiyonun entalpisi, ürünler için bir artı işareti ve başlangıç ​​maddeleri için bir eksi işareti ile alınan, reaksiyon bileşenlerinin oluşum entalpilerinin toplamının karşılık gelen bileşenlerin stokiyometrik katsayıları ile çarpımına eşittir. Örnek olarak bulalım PCl5 +4H20=H3PO4 +5HCl (2) reaksiyonu için ∆H

Reaksiyon bileşenlerinin oluşum entalpilerinin tablo değerleri sırasıyla PCl 5 - 463 kJ/mol, su (sıvı) - 286,2 kJ/mol, H3P04 - 1288 kJ/mol için eşittir, HCl (gaz) için - 92,4 kJ /mol. Bu değerleri formülde yerine koyarsak: Q V =∆E, şunu elde ederiz:

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

Organik bileşiklerin yanı sıra CO için de yanma sürecini CO2 ve H2O'ya gerçekleştirmek kolaydır. Stokiyometrik yanma denklemi organik bileşik C m H n O p bileşimi şu şekilde yazılacaktır:

(3) C m H n O p +(р-m-n/4)O 2 =mCO 2 +n/2 H 2 O

Sonuç olarak, (1)'e göre yanma entalpisi, oluşum entalpisi ve CO 2 ve H 2 O oluşumu cinsinden ifade edilebilir:

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

Bir kalorimetre kullanarak incelenen bileşiğin yanma ısısını belirleyerek ve ∆H CO2 ve ∆H H2O'yu bilerek, oluşumunun entalpisini bulabilirsiniz.

Hess yasası Reaksiyonun her bileşeni için termodinamik özelliklerinden biri biliniyorsa, herhangi bir reaksiyonun entalpisini hesaplamanıza olanak tanır - basit maddelerden bir bileşiğin oluşum entalpisi. Basit maddelerden bir bileşiğin oluşma entalpisi, tipik toplanma ve allotropik modifikasyon durumlarında alınan elementlerden bir bileşiğin bir molünün oluşmasına yol açan bir reaksiyonun ∆H'si olarak anlaşılır.

Ders 5.

Termodinamiğin ikinci yasası. Entropi. Gibbs fonksiyonu. Kimyasal reaksiyonlar sırasında Gibbs fonksiyonundaki değişiklikler. Denge sabiti ve Gibbs fonksiyonu. Bir reaksiyonun meydana gelme olasılığının termodinamik değerlendirmesi.

Termodinamiğin ikinci yasası ikinci türden bir sürekli hareket makinesi yapmanın imkansız olduğu ifadesini çağırdı. Kanun ampirik olarak elde edilmiştir ve iki eşdeğer formülasyona sahiptir:

a) tek sonucu belirli bir cisimden alınan tüm ısının buna eşdeğer işe dönüşmesi olan bir süreç imkansızdır;

b) tek sonucu enerjinin ısı biçiminde daha az ısıtılmış bir gövdeden daha ısıtılmış bir gövdeye aktarılması olan bir işlem imkansızdır.

δQ/T fonksiyonu, bir S fonksiyonunun toplam diferansiyelidir: dS=(δQ/T) dizi (1) – bu S fonksiyonuna cismin entropisi denir.

Burada Q ve S birbirleriyle orantılıdır, yani (Q) arttıkça (S) artar ve bunun tersi de geçerlidir. Denklem (1) bir denge (tersine çevrilebilir) sürecine karşılık gelir. Süreç dengesizse, entropi artar, o zaman (1) dönüştürülür:

dS≥(δQ/T)(2) Böylece dengesiz süreçler sırasında sistemin entropisi artar. Termodinamiğin birinci kanununda (2) yerine konulursa şunu elde ederiz: dE≤TdS-δA. Genellikle şu şekilde yazılır: dE≤TdS-δA'-pdV, dolayısıyla: δA'≤-dE+TdS-pdV, burada pdV denge genişleme işidir, δA' faydalı iştir. Bu eşitsizliğin her iki tarafının izokorik-izotermal bir süreç için entegre edilmesi eşitsizliğe yol açar: A'V≤-∆E+T∆S(3). Ve bir izobarik-izotermal süreç için entegrasyon (T=const, p=const) eşitsizliğe yol açar:

A’ P ≤ - ∆E+T∆S – p∆V=-∆H + T∆S (4)

Sağ taraflar (3 ve 4) sırasıyla bazı işlevlerde değişiklik olarak yazılabilir:

F=E-TS(5) ve G=E-TS+pV; veya G=H-TS (6)

F, Helmholtz enerjisidir ve G, Gibbs enerjisidir, bu durumda (3 ve 4), A' V ≤-∆F (7) ve A' P ≤-∆G (8) olarak yazılabilir. Eşitlik yasası denge sürecine karşılık gelir. Bu durumda maksimum faydalı iş gerçekleştirilir, yani (A’ V) MAX =-∆F ve (A’ P) MAX =-∆G. F ve G'ye sırasıyla izokorik-izotermal ve izobarik-izotermal potansiyeller denir.

Kimyasal reaksiyonların dengesi sistemin sürekli bir dizi denge durumundan geçtiği bir süreç (termodinamik) ile karakterize edilir. Bu durumların her biri, termodinamik parametrelerin (zaman içinde) değişmezliği ve sistemde madde ve ısı akışının olmaması ile karakterize edilir. Denge durumu, dengenin dinamik doğası, yani ileri ve geri süreçlerin eşitliği, Gibbs enerjisinin ve Helmholtz enerjisinin minimum değeri (yani dG=0 ve d 2 G>0; dF) ile karakterize edilir. =0 ve d 2 F>0). Dinamik dengede ileri ve geri reaksiyonların hızları aynıdır. Eşitliğe de dikkat edilmelidir:

µ J dn J =0, burada µ J =(ðG/ðn J) T , P , h =G J – J bileşeninin kimyasal potansiyeli; n J – J bileşeninin miktarı (mol). Büyük önemµ J parçacıkların daha yüksek reaktivitesini gösterir.

∆G°=-RTLnК р(9)

Denklem (9) Van't Haff izoterm denklemi olarak adlandırılır. Binlerce kimyasal bileşik için referans literatürdeki tablolarda ∆G° değerleri.

К р = e - ∆ G°/(RT) = e - ∆ H°/ RT ∙ e ∆ S°/ R (11). (11)'den reaksiyonun meydana gelme olasılığına ilişkin termodinamik bir tahmin verebiliriz. Böylece ekzotermik reaksiyonlar için (∆Н°<0), протекающих с возрастанием энтропии, К р >1 ve ∆G<0, то есть реакция протекает самопроизвольно. Для экзотермических реакций (∆Нº>0) entropinin azalmasıyla (∆S°>0) sürecin kendiliğinden oluşması imkansızdır.

∆Н° ve ∆S° aynı işarete sahipse, meydana gelen sürecin termodinamik olasılığı ∆Н°, ∆S° ve Т°'nin spesifik değerleri ile belirlenir.

Amonyak sentezi reaksiyonu örneğini kullanarak, ∆H o ve ∆S o'nun sürecin gerçekleştirilme olasılığı üzerindeki ortak etkisini ele alalım:

Bu reaksiyon için ∆H 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.

Yukarıdaki verilerden, entropideki değişimin negatif olduğu ve reaksiyonun gidişatını desteklemediği açıktır, ancak aynı zamanda proses, prosesin mümkün olmasından dolayı büyük bir negatif entalpi etkisi ∆Н° ile karakterize edilir. Artan sıcaklıkla birlikte, kalorimetrik verilerin gösterdiği gibi reaksiyon daha da ekzotermik hale gelir (T = 725 K, ∆H = -113 kJ/mol), ancak olumsuz değer∆S o sıcaklıktaki artış, sürecin meydana gelme olasılığını önemli ölçüde azaltır.

Termodinamiğin birinci yasası, çeşitli süreçlerin termal etkilerini hesaplamamıza izin verir, ancak sürecin yönü hakkında bilgi vermez.

Doğada meydana gelen süreçler için iki itici güç bilinmektedir:

1. Sistemin en az enerjiye sahip duruma geçme isteği;

2. Sistemin en olası duruma ulaşma arzusu; azami sayı bağımsız parçacıklar

İlk faktör entalpideki bir değişiklik ile karakterize edilir. Söz konusu duruma ısının salınması eşlik etmelidir, bu nedenle DH< 0.

İkinci faktör ise sıcaklık ve değişim tarafından belirlenir. entropi.

Entropi (S)- ısı değişimi sürecinde sistemin belirli bir durumunun uygulanma olasılığını yansıtan sistem durumunun termodinamik fonksiyonu.

Enerji gibi entropi de deneysel olarak belirlenmiş bir miktar değildir. İzotermal koşullar altında meydana gelen tersinir bir süreçte entropideki değişiklik aşağıdaki formül kullanılarak hesaplanabilir:

Bu, geri dönüşü olmayan bir süreç sırasında işin bir kısmının ısıya dönüşmesi nedeniyle entropinin arttığı anlamına gelir.

Böylece tersinir işlemlerde sistem mümkün olan maksimum işi gerçekleştirir. Geri dönüşü olmayan bir süreçte sistem her zaman daha az iş yapar.

Kayıp işin ısıya dönüşümü, makroskobik olarak düzensiz bir enerji aktarımı biçimi olarak ısının bir özelliğidir. Bu, entropinin bir sistemdeki düzensizliğin ölçüsü olarak yorumlanmasına yol açar:

Bir sistemdeki düzensizliğin artmasıyla entropi artar ve bunun tersine sistemin düzenlenmesiyle entropi azalır.

Böylece suyun buharlaşması sürecinde entropi artar, suyun kristalleşmesi sürecinde ise azalır. Ayrışma reaksiyonlarında entropi artar, bağlantı reaksiyonlarında azalır.

Entropinin fiziksel anlamı istatistiksel termodinamik ile belirlendi. Boltzmann denklemine göre:

Sürecin kendiliğinden ortaya çıkma yönü, son ifadenin sol ve sağ tarafındaki büyüklüklerin oranına bağlıdır.

İşlem izobarik-izotermal koşullar altında gerçekleşiyorsa, işlemin genel itici gücüne denir. Gibbs serbest enerjisi veya izobarik-izotermal potansiyel (DG):

.

(15)

DG değeri, sürecin kendiliğinden ortaya çıkma yönünü belirlemenizi sağlar:

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

DG > 0 ise süreç kendiliğinden ters yönde ilerler;

Eğer DG=0 ise durum dengededir.

Açık sistemler olan canlı organizmalarda, protein biyosentezi ve iyon taşınmasından kas kasılması ve sinir hücrelerinin elektriksel aktivitesine kadar birçok biyolojik reaksiyonun ana enerji kaynağı ATP'dir (adenozin-5¢-trifosfat).

ATP hidrolizi sırasında enerji açığa çıkar:

ATP + H2O ⇄ ADP + H3PO 4

burada ADP, adenozin-5¢-difosfattır.

Bu reaksiyonun DG 0'ı -30 kJ olduğundan süreç kendiliğinden ileri yönde ilerlemektedir.

İzobarik-izotermal potansiyelin hesaplanmasına yönelik denklemdeki entalpi ve entropi faktörleri arasındaki ilişkinin analizi, aşağıdaki sonuçları çıkarmamızı sağlar:

1. Düşük sıcaklıklarda entalpi faktörü baskındır ve ekzotermik süreçler kendiliğinden meydana gelir;

2. Ne zaman yüksek sıcaklıklar Entropi faktörü baskındır ve entropi artışının eşlik ettiği süreçler kendiliğinden meydana gelir.

Sunulan materyale dayanarak formüle edebiliriz. Termodinamiğin II yasası:

İzole edilmiş bir sistemdeki izobarik-izotermal koşullar altında, entropi artışının eşlik ettiği süreçler kendiliğinden meydana gelir.

Aslında izole edilmiş bir sistemde ısı değişimi mümkün değildir, dolayısıyla DH = 0 ve DG » -T×DS olur. Bu, DS değeri pozitifse DG değerinin negatif olduğunu ve dolayısıyla sürecin kendiliğinden ileri yönde ilerlediğini göstermektedir.

Termodinamiğin İkinci Yasasının başka bir formülasyonu:

Daha az ısıtılmış gövdelerden daha fazla ısıtılmış gövdelere telafisiz ısı transferi imkansızdır.

Kimyasal süreçlerde entropi ve Gibbs enerjisindeki değişiklikler Hess yasasına göre belirlenir:

,	(16)
.	(17)

DG'nin verdiği tepkiler< 0 называют ekzergonik.

DG > 0'ın çağrıldığı reaksiyonlar endergonik.

Bir kimyasal reaksiyonun DG değeri aşağıdaki ilişkiden de belirlenebilir:

DG = DH - T×DS.

Masada Şekil 1, DH ve DS belirtilerinin çeşitli kombinasyonları için kendiliğinden bir reaksiyonun olasılığını (veya imkansızlığını) göstermektedir.

Sorun çözme standartları

1. Entropinin azalmasıyla bir miktar reaksiyon meydana gelir. Bu reaksiyonun kendiliğinden ortaya çıkmasının hangi koşullar altında mümkün olduğunu belirleyin.

Bir reaksiyonun kendiliğinden ortaya çıkmasının koşulu, Gibbs serbest enerjisindeki bir azalmadır, yani. Genel Müdürlük< 0. Изменение DG можно рассчитать по формуле:

Reaksiyon sırasında entropi azaldığından (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) (işlem düşük sıcaklıklarda gerçekleşmelidir).

2. Endotermik ayrışma reaksiyonu kendiliğinden gerçekleşir. Entalpi, entropi ve Gibbs serbest enerjisindeki değişimi tahmin edin.

1) Reaksiyon endotermik olduğundan DH > 0.

2) Ayrışma reaksiyonlarında entropi artar, dolayısıyla DS > 0.

3) Reaksiyonun kendiliğinden oluşması DG'nin olduğunu gösterir.< 0.

3. Thiobacillus denitrificans bakterisinde meydana gelen standart kemosentez entalpisini hesaplayın:

6KNO3(katı) + 5S (katı) + 2CaCO3(katı) = 3K2SO4(katı) + 2CaSO4(katı) + 2CO2(gaz) + 3N2(gaz)

standart madde oluşum entalpilerinin değerlerine göre:

Kükürt ve nitrojenin standart oluşum entalpilerinin sıfıra eşit olduğu gerçeğini dikkate alarak Hess yasasının ilk sonucunun ifadesini yazalım:

= (3× K 2 SO 4 + 2× CaS04 + 2× CO 2) -

- (6× KNO3 + 2× CaCO3).

Maddelerin standart oluşum entalpilerinin değerlerini değiştirelim:

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

2593kJ.

Çünkü< 0, то реакция экзотермическая.

4. Reaksiyonun standart entalpisini hesaplayın:

2C 2 H 5 OH (sıvı) = C 2 H 5 OC 2 H 5 (sıvı) + H 2 O (sıvı)

maddelerin yanma standart entalpi değerlerine göre:

C2H5OH = -1368 kJ/mol;

C2H5OC2H5 = -2727 kJ/mol.

Suyun standart yanma entalpisinin (yüksek oksit) sıfır olduğunu dikkate alarak Hess yasasının ikinci sonucu için ifadeyi yazalım:

2× C2H5OH - C2H5OC2H5.

Reaksiyona katılan maddelerin standart yanma entalpilerinin değerlerini değiştirelim:

2×(-1368) - (-2727).

Hess yasasının sonuçları, yalnızca standart reaksiyon entalpilerini değil, aynı zamanda dolaylı verileri kullanarak maddelerin standart oluşum ve yanma entalpilerinin değerlerini de hesaplamayı mümkün kılar.

5. Aşağıdaki verileri kullanarak standart karbon monoksit (II) oluşum entalpisini belirleyin:

Denklem (1)'den, bu reaksiyonun entalpisindeki standart değişimin, C02'nin standart oluşum entalpisine karşılık geldiği görülebilir.

Hess yasasının tepki yasasının (2) ilk sonucunun ifadesini yazalım:

CO = CO2- .

Değerleri yerine koyalım ve şunu elde edelim:

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

Bu sorun başka bir şekilde çözülebilir.

Birinci denklemden ikinciyi çıkardığımızda şunu elde ederiz:

6. Reaksiyonun standart entropisini hesaplayın:

CH4 (gaz) + Cl2 (gaz) = CH3Cl (gaz) + HCl (gaz),

maddelerin standart entropi değerlerine göre:

Reaksiyonun standart entropisini aşağıdaki formülü kullanarak hesaplıyoruz:

= (CH3Cl + HC1) - (CH4 + Cl2).

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

7. Reaksiyonun standart Gibbs enerjisini hesaplayın:

C 2 H 5 OH (sıvı) + H 2 O 2 (sıvı) = CH3 COH (gaz) + 2H 2 O (sıvı)

aşağıdaki verilere göre:

Bu reaksiyonun kendiliğinden oluşmasının standart koşullar altında mümkün olup olmadığını belirleyin.

Reaksiyonun standart Gibbs enerjisini aşağıdaki formülü kullanarak hesaplıyoruz:

= (CH3COH + 2× H20) - (C2H5OH + H202).

Tablo değerlerini değiştirerek şunu elde ederiz:

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

Çünkü< 0, то самопроизвольное протекание данной реакции возможно.

C6H12O6 (katı) + 6O2 (gaz) = 6C02 (gaz) + 6H20 (sıvı).

bilinen verilere göre:

Hess yasasının ilk sonucunu kullanarak reaksiyonun standart entalpi ve entropi değerlerini hesaplıyoruz:

6 CO 2 + 6 H 2 O - C 6 H 12 O 6 - 6 O 2 =

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 =

6x214 + 6x70 - 212 - 6x205 = 262 J/K = 0,262 kJ/K.

Reaksiyonun standart Gibbs enerjisini aşağıdaki ilişkiden buluruz:

T× = -2803 kJ - 298,15 K×0,262 kJ/K =

9. DH 0 = -6,08 kJ/mol, DS 0 = -5,85 J/(mol×K) olmak üzere 25 0 C'de serum albüminin hidrasyon reaksiyonunun standart Gibbs enerjisini hesaplayın. Entalpi ve entropi faktörlerinin katkısını değerlendirin.

Reaksiyonun standart Gibbs enerjisini aşağıdaki formülü kullanarak hesaplıyoruz:

DG 0 = DH 0 - T×DS 0.

Değerleri yerine koyarsak şunu elde ederiz:

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

4,34 kJ/mol.

Bu durumda entropi faktörü reaksiyonun gerçekleşmesini engeller, entalpi faktörü ise reaksiyonun gerçekleşmesini destekler. Kendiliğinden reaksiyon şu şartla mümkündür: yani düşük sıcaklıklarda.

10. Tripsin denatürasyon reaksiyonunun kendiliğinden oluştuğu sıcaklığı belirleyin; eğer = 283 kJ/mol, = 288 J/(mol×K).

Her iki sürecin eşit derecede muhtemel olduğu sıcaklık aşağıdaki ilişkiden bulunabilir:

Bu durumda entalpi faktörü reaksiyonun gerçekleşmesini engeller, entropi faktörü ise reaksiyonun lehine olur. Aşağıdaki koşullar sağlandığında kendiliğinden reaksiyon mümkündür:

Dolayısıyla sürecin kendiliğinden oluşmasının koşulu T > 983 K'dir.

Kendini kontrol etmeye yönelik sorular

1. Termodinamik sistem nedir? Ne tür termodinamik sistemler biliyorsunuz?

2. Bildiğiniz termodinamik parametreleri listeleyiniz. Hangileri ölçülür? Hangileri ölçülemez?

3. Termodinamik süreç nedir? Parametrelerden birinin sabit olması durumunda gerçekleşen işlemlerin adları nelerdir?

4. Hangi süreçlere ekzotermik denir? Hangileri endotermiktir?

5. Hangi süreçlere geri dönüşümlü denir? Hangileri geri döndürülemez?

6. "Sistem durumu" terimiyle ne kastedilmektedir? Sistem durumları nelerdir?

7. Klasik termodinamik hangi sistemleri inceler? Termodinamiğin birinci ve ikinci önermelerini formüle edin.

8. Hangi değişkenlere durum fonksiyonları denir? Bildiğiniz durum fonksiyonlarını listeleyiniz.

9. İç enerji nedir? İç enerjiyi ölçmek mümkün mü?

10. Entalpi nedir? Boyutu nedir?

11. Entropi nedir? Boyutu nedir?

12. Gibbs serbest enerjisi nedir? Nasıl hesaplanabilir? Bu işlevi kullanarak neyi belirleyebilirsiniz?

13. Hangi reaksiyonlara ekzergonik denir? Hangileri endergoniktir?

14. Termodinamiğin birinci yasasını formüle edin. Isı ile iş arasındaki denklik nedir?

15. Hess yasasını ve onun sonuçlarını formüle edin. Bir maddenin standart oluşum (yanma) entalpisi nedir?

16. Termodinamiğin ikinci yasasını formüle edin. Yalıtılmış bir sistemde bir süreç hangi koşullar altında kendiliğinden gerçekleşir?

Bağımsız çözüm için görev çeşitleri

Seçenek 1

4NH3 (gaz) + 5O2 (gaz) = 4NO (gaz) + 6H2O (gaz),

Bu reaksiyonun hangi tipe (ekzo- veya endotermik) ait olduğunu belirleyin.

C 2 H 6 (gaz) + H 2 (gaz) = ​​2CH 4 (gaz),

3. 25 0 C'de b-laktoglobulinin hidrasyon reaksiyonunun standart Gibbs enerjisini hesaplayın; bunun için DH 0 = -6,75 kJ, DS 0 = -9,74 J/K. Entalpi ve entropi faktörlerinin katkısını değerlendirin.

Seçenek No.2

1. Reaksiyonun standart entalpisini hesaplayın:

2NO 2 (gaz) + O 3 (gaz) = O 2 (gaz) + N 2 O 5 (gaz),

standart madde oluşum entalpilerinin değerlerini kullanarak:

Bu reaksiyonun hangi tipe (ekzo- veya endotermik) ait olduğunu belirleyin.

2. Reaksiyonun standart entalpisini hesaplayın:

maddelerin yanma standart entalpilerinin değerlerini kullanarak:

3. 50 0 C'de kimotripsinojenin termal denatürasyon reaksiyonunun standart Gibbs enerjisini hesaplayın; bunun için DH 0 = 417 kJ, DS 0 = 1,32 J/K'dir. Entalpi ve entropi faktörlerinin katkısını değerlendirin.

Seçenek #3

1. Benzen hidrojenasyonunun sikloheksana reaksiyonunun standart entalpisini iki şekilde hesaplayın, yani standart maddelerin oluşumu ve yanma entalpilerinin değerlerini kullanarak:

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

3. 12,7 g bakır (II) oksit kömürle indirgendiğinde (CO oluşturmak üzere), 8,24 kJ ısı emilir. CO = -111 kJ/mol ise CuO'nun standart oluşum entalpisini belirleyin.

Seçenek No.4

1. Ototrofik bakteriler Baglatoa ve Thiothpix'te meydana gelen standart kemosentez entalpisini aşamalara göre ve toplamda hesaplayın:

2H2S (gaz) + O2 (gaz) = 2H20 (sıvı) + 2S (katı);

2S (katı) + 3O 2 (gaz) + 2H 2 O (sıvı) = 2H 2 SO 4 (sıvı),

2. Reaksiyonun standart entalpisini hesaplayın:

C 6 H 12 O 6 (katı) = 2C 2 H 5 OH (sıvı) + 2CO 2 (gaz),

maddelerin yanma standart entalpilerinin değerlerini kullanarak:

4HCl (gaz) + O2 (gaz) = 2Cl2 (gaz) + 2H2O (sıvı)

bilinen verilere göre:

Seçenek #5

1. Reaksiyonun standart entalpisini hesaplayın:

2CH3Cl (gaz) + 3O2 (gaz) = 2CO2 (gaz) + 2H2O (sıvı) + 2HCl (gaz),

standart madde oluşum entalpilerinin değerlerini kullanarak:

Bu reaksiyonun hangi tipe (ekzo- veya endotermik) ait olduğunu belirleyin.

2. Reaksiyonun standart entalpisini hesaplayın:

C 6 H 6 (sıvı) + 3H 2 (gaz) = C 6 H 12 (sıvı),

maddelerin yanma standart entalpilerinin değerlerini kullanarak:

3. DH 0 = 283 kJ, DS 0 = 288 J/K) olmak üzere 50 0 C'deki trypsin denatürasyon reaksiyonunun standart Gibbs enerjisini hesaplayın. Sürecin ileri yönde gerçekleşme olasılığını değerlendirin.

Seçenek #6

1. Ototrofik bakteri Thiobacillus Thioparus'ta meydana gelen standart kemosentez entalpisini hesaplayın:

5Na 2 S 2 O 3 × 5H 2 O (katı) + 7O 2 (gaz) = ​​5Na 2 SO 4 (katı) + 3H 2 SO 4 (sıvı) + 2S (katı) + 22H 2 O (sıvı.) ,

Bu reaksiyonun hangi tipe (ekzo- veya endotermik) ait olduğunu belirleyin.

2. Reaksiyonun standart entalpisini hesaplayın:

C 6 H 5 NO 2 (sıvı) + 3H 2 (gaz) = C 6 H 5 NH 2 (sıvı) + 2H 2 O (sıvı),

maddelerin yanma standart entalpilerinin değerlerini kullanarak:

3. Entalpi ve entropi faktörlerinin reaksiyondaki rolünü değerlendirin:

H 2 O 2 (sıvı) + O 3 (gaz) = 2O 2 (gaz) + H 2 O (sıvı)

bilinen verilere göre:

Reaksiyonun kendiliğinden ilerleyeceği sıcaklığı belirleyin.

Seçenek No.7

1. Aşağıdaki verileri kullanarak CH3OH'nin standart oluşum entalpisini hesaplayın:

CH3OH (sıvı) + 1.5O2 (gaz) = CO2 (gaz) + 2H20 (sıvı) DH0 = -726.5 kJ;

C (grafit) + O2 (gaz) = CO2 (gaz) DH 0 = -393,5 kJ;

H2 (gaz) + 0.5O2 (gaz) = H20 (sıvı) DH 0 = -286 kJ.

2. Kendiliğinden reaksiyon olasılığını değerlendirin:

8Al (sol.) + 3Fe 3 O 4 (sol.) = 9Fe (sol.) + Al 2 O 3 (sol.)

aşağıdaki durumlarda standart koşullar altında:

3. Glikoz dönüşümünün olası reaksiyonları için DH 0 değerini hesaplayın:

1) C6H1206 (cr.) = 2C2H50H (sıvı) + 2C02 (gaz);

2) C6H12O6 (kırmızı) + 6O2 (gaz) = 6C02 (gaz) + 6H20 (sıvı).

bilinen verilere göre:

Bu reaksiyonlardan hangisi salınımına neden olur? büyük miktar enerji?

Seçenek No.8

1. Aşağıdaki verileri kullanarak MgCO3'ün standart oluşum entalpisini hesaplayın:

MgO (katı) + C02 (gaz) = ​​MgCO3 (katı) +118 kJ;

C 2 H 6 (gaz) + H 2 (gaz) = ​​2CH 4 (gaz)

bilinen verilere göre:

3. Aşağıdaki oksitlerden hangisi: CaO, FeO, CuO, PbO, FeO, Cr203 alüminyum tarafından 298 K'de serbest metale indirgenebilir:

Seçenek No.9

1. Aşağıdaki verileri kullanarak standart Ca3 (PO 4) 2 oluşum entalpisini hesaplayın:

3CaO (tv.) + P205 (tv.) = Ca3 (PO4)2 (tv.) DH 0 = -739 kJ;

P4 (tv.) + 5O2 (gaz) = 2P205 (tv.) DH 0 = -2984 kJ;

Ca (katı) + 0.5O2 (gaz) = CaO (katı) DH 0 = -636 kJ.

2. Kendiliğinden reaksiyon olasılığını değerlendirin:

Fe203 (katı) + 3CO (gaz) = ​​2Fe (katı) + 3CO2 (gaz)

aşağıdaki durumlarda standart koşullar altında:

3. Aşağıdaki oksitlerden hangisinin belirlendiğini belirleyin: CuO, PbO 2, ZnO, CaO, Al 2 O 3 biliniyorsa, hidrojen ile 298 K'de serbest metale indirgenebilir:

Seçenek No.10

1. Aşağıdaki verileri kullanarak etanolün standart oluşum entalpisini hesaplayın:

DH 0 yanma C2H5OH = -1368 kJ/mol;

C (grafit) + O2 (gaz) = CO2 (gaz) +393,5 kJ;

H2 (gaz) + O2 (gaz) = H20 (sıvı) +286 kJ.

2. Reaksiyonun standart entropisini hesaplayın:

C 2 H 2 (gaz) + 2H 2 (gaz) = C 2 H 6 (gaz),

bilinen verilere göre:

3. Her biri 5 g olan 2 parça şeker yiyen bir kişinin vücudunda salınacak enerji miktarını hesaplayın, sakaroz metabolizmasının ana yolunun oksidasyona indirgendiğini varsayarak:

C12H22O11 (katı) + 12O2 (gaz) = 12CO2 (gaz) + 11H20 (sıvı) = -5651 kJ.

Seçenek No.11

1. Aşağıdaki verileri kullanarak C2H4'ün standart oluşum entalpisini hesaplayın:

C2H4 (gaz) + 3O2 (gaz) = 2C02 (gaz) + 2H20 (sıvı) +1323 kJ;

C (grafit) + O2 (gaz) = CO2 (gaz) +393,5 kJ;

H2 (gaz) + 0,5O2 (gaz) = H20 (sıvı) +286 kJ.

2. Hesaplamalar yapmadan aşağıdaki işlemlerin işaretini DS 0 olarak ayarlayın:

1) 2NH3 (gaz) = N2 (gaz) + 3H2 (gaz);

2) C02 (cr.) = C02 (gaz);

3) 2NO (gaz) + O2 (gaz) = 2NO2 (gaz).

3. Hidrojen peroksitin ayrışmasının standart koşullar altında hangi reaksiyon denklemiyle ilerleyeceğini belirleyin:

1) H202 (gaz) = H2 (gaz) + O2 (gaz);

2) H 2 O 2 (gaz) = H 2 O (sıvı) + 0,5 O 2 (gaz),

Seçenek No. 12

1. Aşağıdaki verileri kullanarak ZnSO 4'ün standart oluşum entalpisini hesaplayın:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + S02DH0 = -890 kJ;

2S02 + O2 = 2S03DH0 = -196 kJ;

H 2 O (katı) = H 2 O (sıvı),

H 2 O (sıvı) = H 2 O (gaz),

H 2 O (katı) = H 2 O (gaz).

bilinen verilere göre:

3. Aşağıdaki verileri kullanarak 10 g benzenin yanması sırasında açığa çıkacak enerji miktarını hesaplayın:

Seçenek No. 14

1. Aşağıdaki verilerden PCl5'in standart oluşum entalpisini hesaplayın:

P4 (katı) + 6Cl2 (gaz) = 4PCl3 (gaz) DH0 = -1224 kJ;

PCl3 (gaz) + Cl2 (gaz) = PCl5 (gaz) DH 0 = -93 kJ.

2. Aşağıdaki verileri kullanarak karbon disülfür CS 2'nin Gibbs enerjisindeki standart değişimi hesaplayın:

CS2 (sıvı) + 3O2 (gaz) = CO2 (gaz) + 2SO2 (gaz) DG 0 = -930 kJ;

C02 = -394 kJ/mol; S02 = -300 kJ/mol.

3. Entalpi ve entropi faktörlerinin reaksiyondaki rolünü değerlendirin:

CaCO3 (katı) = CaO (katı) + CO2 (gaz)

bilinen verilere göre:

Reaksiyonun kendiliğinden ilerleyeceği sıcaklığı belirleyin.

Seçenek No. 15

1. Aşağıdaki denkleme göre ilerleyerek, kristalin hidrat CuSO 4 × 5H2O oluşumu reaksiyonunun termal etkisini hesaplayın:

CuSO 4 (katı) + 5H2O (sıvı) = CuSO 4 × 5H2O (katı),

Kimyadaki en önemli sorulardan biri kimyasal reaksiyonun olasılığı sorusudur. Bir kimyasal reaksiyonun temel fizibilitesi için niceliksel bir kriter, özellikle Gibbs enerjisi (G) olarak adlandırılan sistemin durumunun karakteristik fonksiyonudur. Bu kriteri değerlendirmeye geçmeden önce, bir dizi tanım üzerinde duralım.

Kendiliğinden süreçler. Kendiliğinden süreçler, harici bir kaynaktan enerji sağlanmadan meydana gelen süreçlerdir. Pek çok kimyasal süreç kendiliğinden gerçekleşir; örneğin şekerin suda çözünmesi, metallerin havadaki oksidasyonu (korozyon), vb.

Tersinir ve geri döndürülemez süreçler. Birçok kimyasal reaksiyon, reaktanlar tamamen tükenene kadar tek yönde ilerler. Bu tür reaksiyonlara denir kimyasal olarak geri döndürülemez. Bir örnek, sodyum ve suyun etkileşimidir.

Diğer reaksiyonlar, reaksiyon ürünlerinin etkileşimi nedeniyle önce ileri yönde, daha sonra ileri ve geri yönde ilerler. Sonuç olarak hem başlangıç ​​malzemelerini hem de reaksiyon ürünlerini içeren bir karışım oluşur. Bu tür reaksiyonlara denir kimyasal olarak geri dönüşümlüdür. Kimyasal olarak geri dönüşümlü bir sürecin sonucu olarak, gerçek (kararlı) kimyasal denge aşağıdaki özelliklerle karakterize edilir:

1) dış etkilerin yokluğunda sistemin durumu süresiz olarak değişmeden kalır;

2) herhangi bir değişiklik dış koşullar sistemin durumunda bir değişikliğe yol açar;

3) Denge durumu hangi taraftan ulaşıldığına bağlı değildir.

Gerçek denge durumundaki bir sistemin örneği eş moleküllü bir karışımdır.

CO (g) + H20 (g) C02 (g) + H2 (g).

Sıcaklıktaki veya diğer koşullardaki herhangi bir değişiklik dengede bir kaymaya neden olur; Sistemin kompozisyonunu değiştirmek.

Gerçek dengeye ek olarak, sistemin durumunun çok uzun bir süre boyunca devam ettiği, ancak sistem üzerindeki küçük bir etkinin durumunda güçlü bir değişikliğe yol açabildiği durumlarda, sıklıkla görünen (yanlış, engellenmiş) dengeler de vardır. Bir örnek, dış etkilerin yokluğunda oda sıcaklığında süresiz olarak değişmeden kalabilen hidrojen ve oksijen karışımı olabilir. Ancak bu karışıma platinlenmiş asbestin (katalizör) eklenmesi yeterlidir ve kuvvetli bir reaksiyon başlayacaktır.

H 2 (g) + O 2 (g) = H 2 O (l),

başlangıç ​​maddelerinin tamamen tükenmesine yol açar.

Aynı katalizörü aynı koşullar altında sıvı suya verirseniz orijinal karışımı elde etmek imkansızdır.

Entropi. Herhangi bir sistemin durumu, doğrudan ölçülen parametrelerin (p, T, vb.) değerleriyle karakterize edilebilir. Bu sistemin makrodurumunun karakteristiği. Sistemin durumu aynı zamanda sistemdeki her bir parçacığın (atom, molekül) özellikleriyle de tanımlanabilir: koordinat, titreşim frekansı, dönme frekansı vb. Bu sistemin mikro durumunun karakteristiği. Sistemler çok sayıda parçacıktan oluşur, dolayısıyla bir makro durum çok sayıda farklı mikro duruma karşılık gelecektir. Bu sayıya durumun termodinamik olasılığı denir ve şu şekilde gösterilir: W.

Termodinamik olasılık maddenin başka bir özelliği ile ilişkilidir: entropi (S, J/(mol. K)) – Boltzmann'ın formülü

burada R evrensel gaz sabitidir ve NA Avogadro sabitidir.

Entropinin fiziksel anlamı aşağıdaki düşünce deneyi ile açıklanabilir. Bir maddenin ideal bir kristalinin, örneğin sodyum klorürün, mutlak sıfır sıcaklığa kadar soğutulmasına izin verin. Bu koşullar altında, kristali oluşturan sodyum ve klor iyonları pratik olarak hareketsiz hale gelir ve bu makroskopik durum, tek bir mikro durumla karakterize edilir; W=1 ve (3.13)'e göre S=0. Sıcaklık arttıkça iyonlar kristal kafes içindeki denge pozisyonları etrafında salınmaya başlayacak, bir makro duruma karşılık gelen mikro durumların sayısı artacak ve dolayısıyla S>0 olacaktır.

Böylece, entropi bir sistemin düzensiz durumunun bir ölçüsüdür. Sistemin entropisi, sıranın azalmasıyla birlikte tüm işlemlerde artar (ısıtma, çözünme, buharlaşma, ayrışma reaksiyonları vb.). Artan düzende gerçekleşen işlemler (soğuma, kristalleşme, sıkıştırma vb.) entropinin azalmasına neden olur.

Entropi bir durum fonksiyonudur ancak diğer birçok termodinamik fonksiyonun aksine, bir maddenin entropisinin mutlak değerini deneysel olarak belirlemek mümkündür. Bu olasılık M. Planck'ın varsayımına dayanmaktadır. mutlak sıfırda ideal bir kristalin entropisi sıfırdır(Termodinamiğin üçüncü yasası).

Bir maddenin entropisinin sıcaklığa bağımlılığı, Şekil 2'de niteliksel olarak sunulmaktadır. 3.1.

İncirde. Şekil 3.1'de 0 K sıcaklıkta maddenin entropisinin sıfır olduğu açıktır. Sıcaklık arttıkça entropi düzgün bir şekilde artar ve faz geçiş noktalarında entropide ani bir artış olur; bu ilişki tarafından belirlenir.

(3.14)

burada Δ f.p S, Δ f.p N ve T f.p sırasıyla entropi, entalpi ve faz geçiş sıcaklığındaki değişikliklerdir.

B maddesinin standart durumdaki entropisi şu şekilde gösterilir: Birçok madde için standart entropilerin mutlak değerleri belirlenerek referans yayınlarda verilmektedir.

Entropi, iç enerji ve entalpi gibi, durumun bir fonksiyonudur, dolayısıyla bir süreçteki bir sistemin entropisindeki değişiklik, onun yoluna bağlı değildir ve yalnızca sistemin başlangıç ​​ve son durumları tarafından belirlenir. Bir kimyasal reaksiyon (3.10) sırasında entropideki değişiklik, reaksiyon ürünlerinin entropilerinin toplamı ile başlangıç ​​maddelerinin entropilerinin toplamı arasındaki fark olarak bulunabilir:

Entropi kavramı formülasyonlardan birinde kullanılmıştır. termodinamiğin ikinci yasası: yalıtılmış sistemlerde yalnızca entropinin artmasıyla (ΔS>0) meydana gelen işlemler kendiliğinden gerçekleşebilir.İzole sistemler birbiriyle iletişim kurmayan sistemlerdir. çevre ne madde ne de enerji. Kimyasal süreçlerin gerçekleştiği sistemler izole edilmiş sistemler olarak kabul edilmez, çünkü çevreyle enerji alışverişinde bulunurlar (reaksiyonun termal etkisi) ve bu tür sistemlerde entropinin azalmasıyla süreçler meydana gelebilir.

S02(g) + 2H2S(g) = 3S(s) + 2H20(l), eğer kükürt oksit (IV), hidrojen sülfür, kükürt ve suyun standart entropileri 248,1 ise; 205,64; Sırasıyla 31,88 ve 69,96 J/(mol K).

Çözüm. Denklem (3.15)'e dayanarak şunu yazabiliriz:

Gaz halindeki maddelerden katı ve sıvı ürünlerin oluşumuyla ilişkili olan bu reaksiyondaki entropi azalır.

Örnek 3.8. Hesaplama yapmadan aşağıdaki reaksiyonlardaki entropi değişiminin işaretini belirleyin:

1) NH4NO3(k) = N20(g) + 2H20(g),

2) 2H2(g) + O2(g) = 2H20(g),

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

Çözüm. Reaksiyon (1)'de kristal halindeki 1 mol NH4NO3, 3 mol gaz oluşturur, dolayısıyla D r S1 >0.

(2) ve (3) numaralı reaksiyonlarda gaz halindeki maddelerin hem toplam mol sayısı hem de mol sayısı azalır. Bu nedenle, 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)).

Gibbs'in enerjisi(izobarik-izotermal potansiyel). Çoğu durumda, doğadaki kendiliğinden süreçler bir potansiyel farkının varlığında meydana gelir; örneğin, elektrik potansiyellerindeki farklılık yük aktarımına neden olur ve yerçekimi potansiyellerindeki farklılık bir cismin düşmesine neden olur. Bu işlemler minimum potansiyele ulaşıldığında sona erer. Sabit basınç ve sıcaklıkta meydana gelen kimyasal süreçlerin arkasındaki itici güç, izobarik-izotermal potansiyeldir. Gibbs'in enerjisi ve belirlenmiş G. Kimyasal bir süreçte Gibbs enerjisindeki değişiklik şu ilişkiyle belirlenir:

ΔG = ΔH –TΔS, (3.16)

burada ΔG kimyasal sürecin Gibbs enerjisindeki değişimdir; ΔH – kimyasal sürecin entalpisindeki değişiklik; ΔS – kimyasal sürecin entropisindeki değişiklik; T – sıcaklık, K.

Denklem (3.16) şu şekilde temsil edilebilir:

ΔH = ΔG + TΔS. (3.17)

Denklemin (3.17) anlamı, reaksiyonun termal etkisinin bir kısmının iş yapmaya harcanması (ΔG), bir kısmının ise çevreye yayılmasıdır (TΔS).

Gibbs enerjisi, kendiliğinden bir reaksiyonun temel olasılığı için bir kriterdir. Bir reaksiyon sırasında Gibbs enerjisi azalırsa, süreç şu koşullar altında kendiliğinden ilerleyebilir:

ΔG< 0. (3.18)

Bu koşullar altında işlemin gerçekleştirilmesi mümkün değildir.

ΔG > 0. (3.19)

(3.18) ve (3.19) ifadeleri aynı anda ters reaksiyonun (3.18) kendiliğinden oluşamayacağı veya (3.19)'un oluşabileceği anlamına gelir.

Reaksiyon tersine çevrilebilir, yani. olması durumunda hem ileri hem de geri yönde akabilir.

Denklem (3.20) kimyasal dengenin termodinamik şartıdır.

(3.18)–(3.20) bağıntıları aynı zamanda faz dengeleri için de geçerlidir; aynı maddenin iki fazının (birleşik halleri) dengede olduğu durumlara, örneğin buz ve sıvı suya.

Entalpi ve entropi faktörleri. Denklemler (3.16) ve (3.18)'den süreçlerin kendiliğinden gerçekleşebileceği sonucu çıkar (ΔG<0), если они сопровождаются уменьшением энтальпии (ΔH<0) и увеличением энтропии системы (ΔS>0). Sistemin entalpisi artarsa ​​(ΔH>0) ve entropisi azalırsa (ΔS<0), то такой процесс протекать не может (ΔG>0). ΔS ve ΔH'nin diğer işaretleri ile, sürecin meydana gelme ihtimali, entalpi (ΔH) ve entropi (ТΔS) faktörlerinin oranıyla belirlenir.

Eğer ΔH>0 ve ΔS>0 ise; Entalpi bileşeni zıt, entropi bileşeni ise süreci desteklediği için, |ΔH| koşuluyla reaksiyon entropi bileşeni nedeniyle kendiliğinden ilerleyebilir.<|TΔS|.

Entalpi bileşeni işlemin lehine ve entropi bileşeninin karşıt olması durumunda, |ΔH|>|TΔS| koşuluyla reaksiyon entalpi bileşeni nedeniyle kendiliğinden ilerleyebilir.

Sıcaklığın reaksiyonun yönü üzerindeki etkisi. Sıcaklık, Gibbs enerjisinin entalpi ve entropi bileşenlerini etkiler; buna bu reaksiyonların Gibbs enerjisinin işaretinde ve dolayısıyla reaksiyonların yönünde bir değişiklik eşlik edebilir. Gibbs enerjisinin işaretinin değiştiği sıcaklığın kabaca bir tahmini için ΔH ve ΔS'nin sıcaklığa bağımlılığını ihmal edebiliriz. Daha sonra denklem (3.16)'dan Gibbs enerjisinin işaretinin sıcaklıkta değişeceği sonucu çıkar.

Sıcaklıktaki bir değişiklikle Gibbs enerjisinin işaretindeki bir değişikliğin yalnızca iki durumda mümkün olduğu açıktır: 1) ΔН>0 ve ΔS>0 ve 2) ΔН<0 и ΔS<0.

Standart Gibbs oluşum enerjisi, standart koşullar altında kararlı olan basit maddelerden 1 mol bileşiğin oluşma reaksiyonunun Gibbs enerjisindeki değişikliktir. Basit maddelerin Gibbs oluşum enerjisinin sıfır olduğu varsayılmaktadır. Maddelerin oluşumuna ilişkin standart Gibbs enerjileri ilgili referans kitaplarında bulunabilir.

Bir kimyasal reaksiyonun Gibbs enerjisi. Gibbs enerjisi durumun bir fonksiyonudur, yani. süreçteki değişim, oluşum yoluna bağlı değildir, sistemin başlangıç ​​ve son durumları tarafından belirlenir. Sonuç olarak, kimyasal reaksiyonun Gibbs enerjisi (3.10) aşağıdaki formül kullanılarak hesaplanabilir:

Δ r G değerine dayalı olarak bir reaksiyonun meydana gelmesinin temel olasılığı hakkındaki sonuçların, yalnızca reaksiyonun Gibbs enerjisindeki değişimin hesaplandığı koşullar için geçerli olduğuna dikkat edin. Koşullar standart olanlardan farklıysa denklem Δ r G'yi bulmak için kullanılabilir. van't Hoff izotermleri gazlar arasındaki reaksiyon (3.10) için şu şekilde yazılır:

(3.23)

ve çözünenler arasında -

(3.24)

karşılık gelen maddelerin kısmi basınçları nerede; c A, c B, c D, c E – karşılık gelen çözünmüş maddelerin konsantrasyonları; a, b, d, e – karşılık gelen stokiyometrik katsayılar.

Reaktanlar standart durumda ise, o zaman (3.23) ve (3.24) denklemleri denklem haline gelir

Örnek 3.9. Standart oluşum entalpileri ve entropilere ilişkin verileri kullanarak, 298,15 K sıcaklıkta standart koşullar altında NH3 (g) + HCl (g) = NH4Cl (k) reaksiyonunun olasılığını belirleyin.

Çözüm. Hess yasasının ilk sonucuna dayanarak reaksiyonun standart entalpisini buluyoruz:

; reaksiyon ekzotermiktir, bu nedenle entalpi bileşeni reaksiyonun lehinedir.

Denklemi kullanarak reaksiyonun entropisindeki değişimi hesaplayalım.

Reaksiyona entropide bir azalma eşlik eder; bu, entropi bileşeninin reaksiyonu etkisiz hale getirdiği anlamına gelir.

Sürecin Gibbs enerjisindeki değişimi denklem (3.16) kullanarak bulalım:

Böylece bu reaksiyon standart koşullar altında kendiliğinden ilerleyebilir.

Örnek 3.10. Standart oluşum entalpileri ve entropilere ilişkin verileri kullanarak, N 2(g) + 3H 2(g) = 2NH 3(g) sisteminde hangi sıcaklıkta dengenin oluştuğunu belirleyin.

Çözüm. Sistemin denge koşulu ΔG=0'dır. Bunu yapmak için (3.21) bağıntısını kullanarak ΔG=0 olan sıcaklığı buluruz. Reaksiyonun standart entalpisini ve entropisini hesaplayalım:

Entalpi bileşeni reaksiyonu desteklerken entropi bileşeni buna karşı çıkar; bu, belirli bir sıcaklıkta Gibbs enerjisinin işaretinde bir değişikliğin, yani reaksiyonun yönünde bir değişikliğin mümkün olduğu anlamına gelir.

Denge koşulu şu şekilde yazılacaktır:

ΔG = ΔH –TΔS,

veya sayısal değerleri değiştirerek şunu elde ederiz:

0 = - 92,38 – T(-198,3) 10 -3.

Bu nedenle reaksiyon sıcaklıkta dengede olacaktır.

İLE.

Bu sıcaklığın altında reaksiyon ileri yönde ilerleyecek, bu sıcaklığın üzerinde ise ters yönde ilerleyecektir.

Örnek 3.11. Belirli bir T sıcaklığında, A® B endotermik reaksiyonu pratik olarak tamamlanmaya başlar. Aşağıdakileri belirleyin: a) D rS reaksiyonunun işareti; b) T sıcaklığında B ® A DG reaksiyonunun işareti; c) B ® A reaksiyonunun düşük sıcaklıklarda meydana gelme olasılığı.

Çözüm. a) A ® B reaksiyonunun kendiliğinden oluşması DG'nin şunu gösterir:<0. Поскольку DН>0, ardından Denklemden.
DG = DH - TDS bundan DS>0 çıkar; ters reaksiyon için B ® A DS<0.

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

c) Reaksiyon A ® B endotermiktir (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.

Örnek 3.12. Gibbs enerjisini hesaplayın ve bu sıcaklıkta reaksiyonun denge sabiti 10,83 atm -1 ise ve tüm bileşenlerin kısmi basınçları aynı ve eşitse, CO + Cl 2 ÛCOCl 2 reaksiyonunun 700 K sıcaklıkta mümkün olup olmadığını belirleyin. birliğe.

Çözüm. A + B Û C + D reaksiyonunun D r G 0 ve K r arasındaki ilişki izoterm denklemi (3.22) ile verilmektedir.

Standart koşullar altında, her bir reaktanın kısmi basıncı 1 atm olduğunda bu ilişki şu şekilde olacaktır:

Sonuç olarak, T = 700 K'deki reaksiyon kendiliğinden ileri yönde ilerleyebilir.

Bireysel çalışma için sorular ve görevler

1. Standart ve normal koşullara karşılık gelen, uluslararası birim sisteminin yanı sıra atmosfer, milimetre cıva ve santigrat derece cinsinden basınç ve sıcaklığın sayısal değerlerini verin.

2. Durum fonksiyonları hangi koşulu karşılar? Bir süreçteki durum fonksiyonunun değerindeki değişimi ne belirler?

3. İzobarik-izotermal ve izokorik-izotermal süreçlerin sabitliği ile hangi parametreler karakterize edilir?

4. Termodinamiğin birinci yasasını formüle edin.

5. Sürecin termal etkisi hangi koşullar altında olacaktır: a) bu sürecin entalpisindeki değişime eşit; b) sürecin iç enerjisindeki değişime eşit mi?

6. Kimyasal reaksiyon kapalı bir reaktörde gerçekleşir. Hangi durum fonksiyonundaki değişiklik reaksiyonun termal etkisini belirleyecektir?

7. Kimyasal reaksiyon sırasında sistemin sıcaklığı artar. Bu süreç ekzotermik mi yoksa endotermik mi? Bu sürecin entalpisindeki değişimin işareti (+) veya (-) nedir?

8. Hess yasasını formüle edin.

9. “Bir maddenin standart oluşum entalpisi” kavramını tanımlayın.

10. Moleküler klorun ve 298 K sıcaklıkta stabil olan demir modifikasyonu α-Fe'nin standart oluşum entalpileri nelerdir?

11. Beyaz fosforun standart oluşum entalpisi sıfır, kırmızı fosforun ise (-18,41) kJ/mol'dür. Hangi allotropik modifikasyon 25 o C sıcaklıkta daha kararlıdır?

12. Hess yasasının 1. sonucunu formüle edin.

13. “Bir maddenin standart yanma entalpisi” kavramını tanımlayın.

14. T = 298 K'de kararlı olan karbon dioksitin standart oluşum entalpisi ile karbon modifikasyonu olan grafitin standart yanma entalpisi birbiriyle nasıl ilişkilidir?

15. Kendiliğinden oluşan kimyasal süreçlere 3 örnek verin.

16. Kimyasal (gerçek) dengenin işaretlerini listeleyin.

17. Aşağıdakilerin eşlik ettiği süreçlere örnekler verin: a) entropide artış; b) entropide azalma.

18. Kendiliğinden oluşan bir reaksiyonun entropisindeki değişim Δ r H = 0 ise hangi işarete sahip olmalıdır?

19. Kalsiyum karbonatın termal ayrışma reaksiyonunun entropisindeki değişiklik hangi işarete sahip olmalıdır? Neden? Reaksiyon denklemini yazın.

20. Reaksiyonun meydana gelme olasılığına karar vermek için reaksiyona katılanların hangi termodinamik özelliklerinin bilinmesi gerekir?

21. Gazlar arasındaki ekzotermik reaksiyona hacim artışı eşlik eder. Böyle bir tepkinin olasılığı hakkında ne söylenebilir?

22. Aşağıdaki durumların hangisinde sıcaklık değiştiğinde reaksiyonun yön değiştirmesi mümkündür: a) DH<0, DS<0; б) DH>0, DS>0; c) DH<0, DS>0; d) DH>0, DS<0?

23. Gaz halindeki kükürt(IV) oksidin oksijenle gaz halindeki kükürt(VI) okside oksidasyon reaksiyonunun standart entalpisini bulun. SO2 – (-297 kJ/mol) ve SO3 – (-395 kJ/mol) standart oluşum entalpileri.

Cevap: -196 kJ.

24. Aşağıdaki reaksiyonlardaki entropi değişiminin işaretini belirtiniz:

a) CO (G) + H2 (G) = C (T) + H20 (G);

b) C02 (G) + C (T) = 2 CO (G);

c) FeO (T) + CO (G) = Fe (T) + C02 (G);

d)H20 (F) = H20 (G);

Cevap: a)(-); b)(+); içinde)(~0); d) (+);e)(-).

25. Gaz halindeki kükürt(IV) oksidin oksijenle oksidasyonunun gaz halindeki kükürt(VI) okside dönüşmesi reaksiyonunun standart entropisini bulun. SO2’nin standart oluşum entropileri – (248 J/(mol K), S03 – (256 J/(mol K)), O 2 – (205 J/(mol K)).

Cevap: -189 J/K.

26. Benzenin yanma entalpisi (-3302 kJ/mol) ve asetilenin yanma entalpisi (-1300 kJ/mol) ise, asetilenden benzen sentezi reaksiyonunun entalpisini bulun.

Cevap: - 598 kJ.

27. Sodyum bikarbonatın ayrışma reaksiyonunun standart Gibbs enerjisini bulun. Bu koşullar altında kendiliğinden bir reaksiyonun meydana gelmesi mümkün müdür?

Cevap: 30,88 kJ.

28. 2Fe (T) + 3H 2 O (G) = Fe 2 O 3 (T) + 3H 2 (G) reaksiyonunun standart Gibbs enerjisini bulun (karbon çeliğinin korozyonunun su buharı ile reaksiyonu). Bu koşullar altında kendiliğinden bir reaksiyonun meydana gelmesi mümkün müdür?

Cevap: -54,45 kJ.

29. 2NO (g) + O 2 (g) Û 2NO 2 (g) sisteminde kimyasal denge hangi sıcaklıkta oluşacaktır?

Cevap: 777 K.

30. H2O (l) standart oluşum entalpisi (-285,84 kJ/mol) ise, 298 K sıcaklıkta 1 g suyun buharlaşma işleminin termal etkisini (özgül buharlaşma ısısı) bulun, ve gaz halindedir (-241,84 kJ /mol).

Cevap: 2,44 kJ/g.

3.4.Mevcut ve ara kontrollere ilişkin görevler

Bölüm I

1. Grafitin oksijende yakılması sırasında karbondioksit oluşumu süreci iki şekilde gerçekleşebilir:

I. 2C (g) + O2 (g) = 2CO (g); 2CO (g) + O2 = 2CO2 (g), D r Н° = -566 kJ.

II. C (g) + O 2 (g) = CO 2 (g), D r Н° = -393 kJ.

D f H°(CO)'yu bulun.

Cevap: -110 kJ/mol.

2. Aşağıdaki reaksiyonlara dayanarak karbon monoksitin (CO) oluşum entalpisini ve yanma entalpisini hesaplayın:

I. 2С (g) + O 2 (g) = 2СО (g), D r Н° = -220 kJ.

II. 2СО (g) + О 2 (g) = 2СО 2 (g), D r Н° = -566 kJ.

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

3. Termokimyasal denklemden sodyum sülfitin standart oluşum entalpisini bulun

4Na 2 SO 3 (cr) = 3 Na 2 SO 3 (cr) + Na 2 S (cr) – 181,1 kJ,

Eğer kJ/mol ve kJ/mol.

Cevap: -1090 kJ/mol.

4. CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (g), D r Н° = -802 kJ reaksiyonuna dayanarak metan yanmasının standart entalpisini bulun.

Cevap: -802 kJ/mol.

5. Olumlu mu yoksa olumsuz mu olacağını tahmin edin.

Reaksiyonlarda sistemin entropisindeki değişiklik:

a) H20(g)® H20(d) (25°C sıcaklıkta);

b) CaC03(t)® CaO(t) + C02(g);

c) N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g);

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

e) Ag + (çözelti) + Cl - (çözelti) = AgCl (ler).

Hesaplama yapmadan açıklamalar yapın.

Cevap: a) +; b) +; V)-; d) ~0; D) -.

6. Aşağıdakilerin her birinde DS sisteminin işaretini tahmin edin

süreçler:

a) 1 mol CCl4(1)'in buharlaştırılması;

b) Br 2(g) → Br 2(l);

c) NaCl(sulu) ve AgN03 (sulu) karıştırılarak AgCl(ler)in çökeltilmesi.

Bir açıklama yapın.

Cevap: a) +; B) -; V)-.

7. Standart koşullar (S°) altında maddelerin entropilerinin mutlak değerlerinin tablodaki değerlerini kullanarak, listelenen çiftlerin her birinde 298 K sıcaklıkta maddelerin mutlak entropilerinin değerlerini karşılaştırın. altında:

a) O 2(g) ve O 3(g);

b) C (elmas) ve C (grafit);

c) NaCl (t) ve MgCl2 (t).

Her durumda S° farkının nedenini açıklayın.

8. Reaksiyonlar için D r S°'yi hesaplayın

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

standart koşullar altında maddelerin mutlak entropilerinin tablo halindeki değerlerini kullanarak.

Cevap: a) -197,74 J/K; b) -188.06 J/K.

9. Mutlak değerlerin tablolaştırılmış değerlerini kullanmak

Tropiyum (S°), aşağıdaki işlemler için D r S°'yi hesaplayın:

a) CO (g) + 2H2 (g) = CH30H (g);

b) 2HCl (g) + Br2 (g) = 2HBr (g) + Cl2 (g);

c) 2N02 (g) = N204 (g).

Her durumda, D r S° değerinin işareti, niteliksel fikirler temelinde beklenmesi gereken değerle uyuşuyor mu? Cevaplarınızı açıklayın.

Cevap: a) -218.83 J/K; b) 94,15 J/K; c) -175,77 J/K.

10. CO'nun (g) standart oluşum entalpisi -110,5 kJ/mol'dür. 2 mol CO'nun (g) yanması 566 kJ ısı açığa çıkardı. Hesaplamak

Cevap: -393,5 kJ/mol.

11. 100 kg kirecin suyla söndürülmesi sırasında açığa çıkan ısı miktarını belirleyin: CaO (k) + H 2 O (l) = Ca(OH) 2 (k), eğer standart oluşum ısıları CaO (k) ise, H20(l), Ca(OH)2(k) sırasıyla -635,14'e eşittir; -285.84; -986,2 kJ/mol.

Cevap: -1165357,2 kJ.

12. Aşağıdaki verileri kullanarak hidrojen peroksitin (H 2 O 2) suya ve oksijene ayrışma entalpisini belirleyin:

SnCl 2(p) + 2НCl (p) + H202(p) = SnCl 4(p) + 2H20 (l), D r Н°=-393,3 kJ;

SnCl2 (p) + 2HCl (p) + 1/2O2 (g) = SnCl4 (p) + H20 (l), D r Н° = -296,6 kJ.

Cevap: - 96,7 kJ.

13. Günde 10 · 6 kg amonyak üretimi sırasında açığa çıkan ısı miktarını hesaplayın;

Cevap: -2.7. 10 9 kJ.

14. Aşağıdaki verilere dayanarak belirleyin:

P4(cr) + 6Cl2(g) = 4PCl3(l), D rН° = -1272,0 kJ;

PCl 3(l) + Cl 2(g) = PCl 5(cr), D r Н° = -137,2 kJ.

Cevap: -455,2 kJ/mol.

15. Standart koşullar altında reaksiyonun entalpisindeki değişimi hesaplayın: H 2 (g) + 1/3O 3 (g) = H 2 O (g), aşağıdaki verilere dayanarak:

2O 3 (g) = 3O 2 (g), D r Н° = -288,9 kJ,

kJ/mol.

Cevap: -289,95 kJ.

16. Aşağıdaki verileri kullanarak PbO oluşumu reaksiyonunun standart entalpisini hesaplayın:

1) 2Pb (cr) + O2 (g) = 2PbO2 (cr) – 553,2 kJ;

2) 2PbO2 (cr) = 2PbO (cr)) + O2 (g) + 117,48 kJ.

Cevap: -217,86 kJ/mol.

17. Aşağıdaki verileri kullanarak CuCl oluşumunun reaksiyonunun standart entalpisini hesaplayın:

1) CuCl2 (cr) + Cu (cr) = 2 CuCl (cr) – 63,5 kJ;

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

Cevap: 134,7 kJ/mol.

18. Aşağıdaki verileri bilerek sıvı haldeki metil alkolün Δ f H° değerini hesaplayın:

H2(g) + 1/2O2(g) = H20(l), D rН° = -285,8 kJ;

C (g) + O2 (g) = C02 (g), D r Н° = -393,7 kJ;

CH3OH (l) + 3/2O2 (g) = CO2 (g) + 2H20 (l), D r Н° = -715,0 kJ.

Cevap: -250,3 kJ/mol.

19. Benzen ve asetilenin standart yanma entalpileri sırasıyla -3270 ve -1302 kJ/mol'dür. Asetilenin benzene dönüşümü için D r H°'yi belirleyin: 3C2H2(g) = C6H6(g).

Cevap: -636 kJ.

20. 20 g demirin oksidasyonu sırasında 146,8 kJ ısı açığa çıkarsa, demir (III) oksitin standart oluşum entalpisini belirleyin.

Cevap: -822 kJ/mol.

21. Eğer 22,4 litre amonyak (no.) üretilirken açığa çıkan ısı miktarını hesaplayın;

N 2(g) + 3H 2(g) = 2NH 3(g), D r Н° = -92 kJ.

Cevap: -46 kJ.

22. Aşağıdaki verileri kullanarak Δ f H° etileni belirleyin

C2H4(g) + 302(g) = 2C02(g) + 2H20(g) -1323 kJ;

C(g) + O2(g) = C02(g) -393,7 kJ;

H2 (g) + 1/202 (g) = H20 (g) -241,8 kJ.

Cevap: 52 kJ/mol.

23. F (g) + Li (g) = F - (g) + Li + (g) reaksiyonunun entalpisini hesaplayın,

eğer F (g) + e = F - (g) -322 kJ/mol;

Li (g) = Li + (g) + e +520 kJ/mol.

Cevap: 198 kJ.

24. Aşağıdaki verileri kullanarak Hg 2 Br 2 oluşumunun reaksiyonunun standart entalpisini hesaplayın:

1) HgBr2 (cr) + Hg (l) = Hg2Br2 (cr) – 37,32 kJ;

2) HgBr2 (cr) = Hg (l) + Br2 (l) +169,45 kJ.

Cevap: -206,77 kJ/mol.

25. Aşağıdaki verileri kullanarak sodyum bikarbonat oluşumu reaksiyonunun standart entalpisini hesaplayın:

2NaНSO3 (cr) = Na2C03 (cr) + C02 (g) + H20 (g) + 130,3 kJ,

Eğer kJ/mol;

C (g) + O2 (g) = C02 (g) – 393,7 kJ; H2 (g) + 1/202 (g) = H20 (g) -241,8 kJ.

Cevap: -947,4 kJ/mol.

26. Aşağıdaki verileri kullanarak CaCO3 (cr) oluşumu reaksiyonunun standart entalpisini hesaplayın:

Ca(OH)2(k) + C02(g) = CaC03(cr) +173,9 kJ;

C (g) + O2 (g) = C02 (g) – 393,7 kJ;

kJ/mol.

Cevap: -1206 kJ/mol.

27. Reaksiyon sırasında demir (III) oksitin standart oluşum entalpisini belirleyin.

2Fe + Al 2 Ö 3 = Fe 2 Ö 3 + 2Al

her 80 g Fe2O3 için 426,5 kJ ısı emilir, kJ/mol.

Cevap: -823 kJ/mol.

28. Termokimyasal denkleme göre FeO (s) + H2 (g) = Fe (s) + H 2 O (g) + 23 kJ ise, 11,2 kg demir elde etmek için ne kadar ısı harcanmalıdır? .

Cevap: 4600 kJ.

29. Grafitin standart yanma ısısı -393,51 kJ/mol ise elmasın yanma ısısını ve ısıyı bulun.

faz geçişi C(grafit) ® C(elmas)

1,88 kJ/mol.

Cevap: -395,39 kJ/mol.

30. Eğer biliniyorsa, 1 kg kırmızı fosfor siyah fosfora dönüştürüldüğünde ne kadar ısı açığa çıkar?

kırmızı ve siyah fosforun standart oluşum entalpilerinin sırasıyla -18,41 ve -43,20 kJ/mol olduğu.

Cevap: -800 kJ.

Bölüm II

Standart oluşum entalpileri ve kimyasal bileşiklerin mutlak entropi değerlerine dayanarak 25 °C sıcaklıkta bir kimyasal reaksiyonun Gibbs enerjisindeki standart değişimi hesaplayın ve kendiliğinden reaksiyon olasılığını belirleyin:

1. 4NH3g + 5O2g = 4NOg + 6H20g.

Cevap: -955,24 kJ; reaksiyon mümkündür.

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

Cevap: -107,25 kJ; reaksiyon mümkündür.

3. 2H2Sg + 3O2g = 2H20g + 2S02g.

Cevap: -990,48 kJ; reaksiyon mümkündür.

4. 2NO g + O 3 g + H 2 O l = 2HNO 3 l.

Cevap: - 260,94 kJ; reaksiyon mümkündür.

5. 3Fe203k + COg = 2Fe304k + CO2g.

Cevap: - 64,51 kJ; reaksiyon mümkündür.

6. 2CH3OHg + 3O2g = 4H20g + 2CO2g.

Cevap: - 1370,46 kJ; reaksiyon mümkündür.

7. CH4g + 3CO2g = 4CO g + 2H20g.

Cevap: 228,13 kJ; reaksiyon imkansızdır.

8. Fe203k + 3COg = 2Fek + 3CO2g.

Cevap: -31,3 kJ; reaksiyon mümkündür.

9. C 2H 4g + 3O 2g = 2CO2g + 2H20g.

Cevap: -1313,9 kJ; reaksiyon mümkündür.

10. 4NH3g + 3O2g = 6H2Og + 2N 2g.

Cevap: -1305,69 kJ; reaksiyon mümkündür.

11. 4NO 2g + O 2g + 2H2O l = 4HNO 3 l.

Cevap: -55,08 kJ; reaksiyon mümkündür.

12. 2HNO 3g + NO g = 3NO 2g + H2O l.

Cevap: -7,71 kJ; reaksiyon mümkündür.

13. 2C2H2g + 5O2g = 4CO2g + 2H20g.

Cevap: -2452,81 kJ; reaksiyon mümkündür.

14. Fe304k + 4H2g = 3Fek + 4H20g.

Cevap: 99,7 kJ; reaksiyon imkansızdır.

15. 2Fe203k + 3Ck = 4Fek + 3CO2g.

Cevap: 297,7 kJ; reaksiyon imkansızdır.

16. Fe3O4k + 4COg = 3Fek + 4CO2g.

Cevap: -14,88 kJ; reaksiyon mümkündür.

17. 2H 2 S g + Ö 2g = 2H 2 O l + 2S c.

Cevap: -407,4 kJ; reaksiyon mümkündür.

18. Fe203k + 3H2g = 2Fe c + 3H20g.

Cevap: 54,47 kJ; reaksiyon imkansızdır.

Kimyasal bileşiklerin standart oluşum entalpileri ve mutlak entropi değerlerine dayanarak 25 °C sıcaklıkta bir kimyasal reaksiyonun Gibbs enerjisindeki standart değişimi hesaplayın ve sistemde hangi sıcaklık dengesinin oluşacağını belirleyin.

19. 4HCl g + O 2g ↔ 2Cl 2g + 2H2O l.

Cevap: -93,1 kJ; ~552 Bin.

20. Cl 2g + 2HI g ↔ I 2k + 2HCl g.

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

21. SO 2g + 2CO g ↔ 2CO2g + S k.

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

22. CH 4g + 2H20g ↔ CO2g + 4H 2g.

Cevap: 113,8 kJ; ~959K.

23. CO g + 3H 2g ↔ CH 4g + H20 g.

Cevap: -142,36 kJ; ~963 bin.

Kimyasal bileşiklerin standart oluşum entalpileri ve mutlak entropi değerlerini kullanarak 350 °C sıcaklıkta bir kimyasal reaksiyonun Gibbs enerjisindeki değişimi hesaplayın. D f H° ve S°'nin sıcaklık bağımlılığını ihmal edin. Kendiliğinden reaksiyon olasılığını belirleyin:

24. 2РН 3г + 4О 2г = Р 2 О 5к + 3Н 2 О g.

Cevap: 1910,47 kJ; reaksiyon mümkündür.

25. Cl 2 g + S02 g + 2H20 l = H2S04 l + 2HCl g.

Cevap: -80.0 kJ; reaksiyon mümkündür.

26. P 2 O 5k + 5C k = 2P k + 5СО g.

Cevap: 860,0 kJ; reaksiyon imkansızdır.

27. 2CO g + SO 2g = S ila + 2CO 2g.

Cevap: -154,4 kJ; reaksiyon mümkündür.

28. CO2g + 4H2g = CH4g + 2H20g.

Cevap: -57,9 kJ; reaksiyon mümkündür.

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

Cevap: -196,83 kJ; reaksiyon mümkündür.

30. CH4g + 2O2g = C02g + 2H20g.

Cevap: -798,8 kJ; reaksiyon mümkündür.