Avatud ja suletud tüüpi protsesside spontaansust kirjeldatakse spetsiaalse kriteeriumi kaudu, mida nimetatakse GIBBS-i energiaks. See on riigi ülesanne. D.U. Gibbs, töötavad termodünaamiliste süsteemidega, õnnestus tuua see entropia ja entalpia kaudu. Gibbs energia, eelkõige võimaldab ennustada fookus spontaannete bioloogiliste protsesside ja hinnata nende teoreetiliselt saavutatav tõhusus.
Kui te rakendate teise astme järeldusi, on sõnastus järgmine: püsiva (CONST) rõhk ja temperatuur ilma väliste mõjuta, võib süsteem toetada ainult selliste protsesside spontaanset voolu, GIBBS-i energiataseme vähendamise tagajärjel väärtus, mis tekib kindlaksmääratud minimaalse esinemise korral. Mis tahes termodünaamilise süsteemi tasakaal tähendab kindlaksmääratud energia muutmist (minimaalne). Seetõttu on Gibbs Energy potentsiaal (vaba entalpia) isobaro-isotermilistes süsteemides. Selgitagem, miks nüüd on minimaalne. Fakt on see, et see on termodünaamika tasakaalus üks tähtsamaid postulaateid: see tingimus temperatuuri ja rõhu muutmisse tähendab, et järgmise muudatuse puhul on vaja energiataset suurendada ja see on võimalik ainult välise muutmisel tegurid.
Kirjataotlus - G. arvuliselt võrdne tuntud entalpia ja temperatuuri temperatuuri väärtuse erinevusega entropiale. See tähendab, et Gibbs Energy saab väljendada järgmise valemi kaudu:
kui S on süsteemi entroopia; T - termodünaamiline temperatuur; H-entalpia. Entropia süsteemi selles valemis sisalduvad selleks, et võtta arvesse asjaolu, et kõrge temperatuur toob kaasa tellitud süsteemi (häire) vähenemine ja madalaim on samamoodi.
Kuna Gibbsova energia ja entalpia - üks funktsioone süsteemi termodünaamikas, vahendite abil G või H, on võimalik iseloomustada keemiliste transformatsioonide. Kui ka Gibbsi energia muutus on antud ka siis, seda nimetatakse seda termokeemiliseks klassiks.
Seoses selle energia, Gess reegel saab formuleerida: Kui rõhk ja temperatuur ei muutu, uute ainete loomine esialgsest (põhiliste reagentide) toob kaasa asjaolu, et energia energia muutub, samal ajal kui reaktsioonid tekkinud ja nende summa ei mõjuta tulemust.
Kuna artiklis osutatud energia on muutuv väärtus, kehtestati arvutuste täitmiseks "Standardi Gibbsi energia" mõiste. See väärtus on mis tahes keemilises kataloogis, arvuliselt võrdne 298 kJ / Mol (tähele, et mõõde on täpselt sama mis tahes muu molaarseenergia puhul). See väärtus võimaldab teil arvutada vahetuse peaaegu iga keemilise protsessi jaoks.
Kui süsteemi käigus esineb välist mõju (töö), suureneb Gibbsi energia väärtus. Sellised reaktsioonid viitavad endergoonile. Seega, kui süsteem ise teeb tööd, kulutab energiat, siis räägime harjumustest.
Gibbsi energia mõiste on kaasaegses keemias kõige laiema kasutamise leidnud. Näiteks põhineb polümeeri süntees kinnitusreaktsioonidel. Kui need on läbi viidud mitmed osakesed ühendatakse ühte, samas kui entroopia väärtus väheneb. Gibbs valemi põhjal võib väita, et väline toime (näiteks kõrge temperatuur) võib juhtida sarnase eksotermilise reaktsiooni ühinemise, mis on kinnitatud praktikas.
Metoodilised juhised ja ülesanded keemia juhtimiseks: keemiliste protsesside mustrid.
I. Metoodilised juhised.
Üldine.
Keemiliste protsesside mustrid on teema õppides kaks keemia osa: keemilised termodünaamika ja keemilise kineetika.
Keemilised termodünaamika uurivad reaktsioonide energiamõjusid, spontaanse voolu piiranguid.
Keemilise termodünaamika uurimise objektiks on termodünaamiline süsteem (tulevikus, lihtsalt süsteem) on kombinatsioon interakteeruvate ainete, vaimselt või tegelikult eraldatud keskkonnast.
Süsteem võib olla erinevates riikides. Süsteemi olek määratakse termodünaamiliste parameetrite arvuliste väärtustega: temperatuur, rõhk, ainete kontsentratsioonid jne. Vähemalt ühe termodünaamilise parameetri väärtuse muutmisel esinevad näiteks temperatuuri muutused. Süsteemi oleku muutmist nimetatakse termodünaamiliseks protsessiks või lihtsalt protsessiks.
Protsessid võivad jätkata erinevate kiirustega. Nende protsesside ja nende tegurite kiiruse uurimine tegeleb keemia keemilise kineetikaga.
Sõltuvalt süsteemi ülemineku tingimustest ühest riigist teise, keemilises termodünaamikas on mitmeid protsesse, mille lihtsaid on isotermilised, voolavad konstantse temperatuuri juures (t \u003d const), isobaric, voolab a Pidev rõhk (P \u003d CONST), ISOOHORN, konstantse mahuga (V \u003d CONST) ja adiabaatika, mis viiakse läbi ilma süsteemi ja keskkonna vahelise kütmise vahetamata (Q \u003d CONST) vahetamata. Kõige sagedamini keemilise termodünaamika reaktsiooni peetakse isobaro-isotermiliseks (P \u003d CONST, T \u003d\u003d CONST) või ISOCHOREAN-isotermiline (V \u003d CONST, T \u003d\u003d CONST) protsesside.
Kõige sagedamini kemikaalide termodünaamika puhul kaalutakse standardtingimuste all voolavaid reaktsioone, st. Kõigi ainete standardtemperatuuri ja standardse olekuga. 298K temperatuur võetakse vastu standardina. Aine standard olekus on selle seisund 101,3 kPa rõhul. Kui aine on lahuses, võetakse selle seisund standardiks 1 mol / l kontsentratsioonis.
Keemiliste termodünaamika läbivaatamine on protsessid.Protsesside iseloomustamiseks toimib keemilise termodünaamika spetsiaalsete väärtustega, mida nimetatakse riigi funktsioonideks: U-sisemine energia. H - Entalpy, S - Entropia, G - Gibbs Energia ja F - Helminholt Energia. Iga protsessi kvantitatiivsed omadused on riigi funktsioone muutused, mis määravad keemiliste termodünaamika meetoditega: \\ t R. U, r. H, r. S, r. G, r. F.
2. Termokeemilised arvutused.
(Ülesanded № -1-20)
Termokeemiline arvutus on reaktsiooni termilise toime määramine (reaktsiooni soojus). Soojusreaktsiooni, mida nimetatakse spetsiaalse või imendumise soojuse kogus . Kui soojuse reaktsiooni ajal vabastatakse, nimetatakse sellist reaktsiooni eksotermiliseks, kui soojus imendub, nimetatakse reaktsiooni endotermiliseks.
Reaktsioonise soojuse numbriline väärtus sõltub selle käitumise meetodist. Isokloriini protsessis, mis toimub
V \u003d CONST , soojusreaktsioon QV \u003d
r. U, isobaric protsessis, kui
P \u003d.
Snst. Termiline efekt QP \u003d
r. H.
Seega on termokeemiline arvutus määrata muutuse või sisemise energia suurus või reaktsiooni ajal entalpia. Kuna valdav enamus reaktsioone toimivad isobari tingimustes (näiteks on kõik reaktsioonid atmosfäärirõhu all olevates avatud laevadel), termokeemiliste arvutuste läbiviimisel arvutatakse see peaaegu alati RN. Kui a
r. N.< 0, то реакция экзотермическая, если же
r. N\u003e 0, seejärel reaktsioon on endotermiline.
Termokeemilised arvutused toodetakse Gessa tagajärgede abil : reaktsiooni termiline toime on võrdne reaktsioonisaaduste moodustumise kuumuse (entalpiase) kogusega, millest on maha arvatud reaktiivide moodustumise kuumuse (entalpia) kogus.
Kirjutame reaktsioonivõrrandi üldises vormis: AA + BB \u003d SS + DD. Vastavalt Gessiõiguse tagajärjel määratakse reaktsioonise soojus valemiga:
r. H \u003d (cr. N OBR, C + Dr. N arrh, d) - (jar. H OBR, A + Br. N OBR, B) (2.1)
sealt N -reaktsiooni kuumutamine; RN OBR - moodustumise soojus (entalpia), vastavalt reaktsioonisaadused C ja D ja reagendid a ja b; C, D, A, B - koefitsiendid reaktsioonivõrrandis, mida nimetatakse stöhhiomeetrilisteks ja koefitsientideks.
Põhiväärtused valemis (2.1) on reaktiivide ja toodete moodustumise soojus (entalpia). Ühendi moodustumise soojust (entalpia) nimetatakse reaktsiooni termiliseks toimeks, mille jooksul 1 mooli selle ühendi moodustub termodünaamiliselt stabiilsetes etappides ja modifikatsioonides 1) . Näiteks vee moodustumise soojuse aurusarves on pool võrrandiga ekspresseeritud reaktsiooni soojust: 2N2 (g) + O2 (g) \u003d 2N2O (g). Hariduse soojuse mõõde on KJ / MOL.
Reaktsioonide soojuse termokeemilistes arvutustes on reeglina määratletud standardsetes tingimustes, mille jaoks valemiga (2.1) omandab vormi:
r. H ° 298 \u003d (koosr. H ° 298, Arrh, C + Dr. H ° 298, ARR, D) - (jar. H ° 298, O6R, A + Br. H ° 298, ARR, C) (2.2)
kui RN ° 298 on reaktsiooni standardse soojuse KJ-le (suurusjärgus tähistatakse ülemise indeksi "O") temperatuuril 298k. RN ° 298, ARR. - Ühendite moodustumise standardse soojus (entalpia) on samuti temperatuuril 298K. RN väärtused ° 298, ARR. Määratletud kõigi ühenduste jaoks ja on tabellandmed. 2)
Näide 2.1 . Reaktsiooni standardse termilise toime arvutamine võrrandiga ekspresseeritud: CASO 3 (T) \u003d CAO (T) + CO 2 (g).
Vastavalt Gessiõiguse uurimisele kirjutage:
r. H 0 298 \u003d (r. H ° 298, ARR, koos JSC +r. H ° 298, OBR.SO2) -r. H ° 298, OBR, SASO3
Asendamine tabelis väärtused Salvestatud tabeli väärtused standardse soojuse valemi ühendite toob järgmise tulemuse:
r. H ° 298 \u003d ((-635,1)+ (-393,51)) - (-1206) = 177,39 kJ.
Nagu nähtud,r. H ° 298\u003e 0, mis näitab selle reaktsiooni endotermilist iseloomu.
Termokeemias esinevad termilised toimed tavaliselt reaktsioonivõrranditel.Selline määratud termilise toimega võrrandeid nimetatakse termokeemiliseks.
Vaatlusalune reaktsiooni termokeemiline võrrand registreeritakse:
SASO3 (t) \u003d CaO (T) + CO 2 (g); RN ° 298 \u003d 177,39 kJ.
Näide 2.2.Arvutamine standardse soojusreaktsiooni väljendunud võrrandiga:
4NH3 (g) + 5O2 (g) \u003d 4NO (g) + 6N2O (g).
Vastavalt Gessiõiguse tagajärjel kirjutada 3) :
rN ° 298 \u003d (4rn ° 298, ARR. N O + 6RN ° 298, OSR, H2O) - 4RN ° 298 , OB, NH 3
Valemis esindatud ühendite standardse soojuse lauaväärtuste asendamine, saame:
rN ° 298. = (4(90,37) + 6(-241,84)) - 4 (-4b, 19)= - 904,8 kJ .
Reaktsiooni negatiivne kuumus näitab protsessi eksotermilist.
Salvestage selle reaktsiooni termokeemiline võrrand
4NH3 (g) + 5O2 (g) \u003d 4NO (g) + 6N2O (g); RN ° 298 \u003d - 904,8 kJ
_______________________________________________________________________________
1) Reaktsioonivõrrandite ained on näidatud tähegade indeksite abil: k) - kristalne, (t) - tahke aine, (g) - vedelik, g - gaasiline, (p) - lahustunud.
2) määratluse järgi RN ° 298. Lihtsad ained on null.
3) H ° 298, OBR, O2 valemiga ei ole selle võrdsuse nulli tõttu.
Termokeemiline toime termokeemilise võrrandi viitab ainete kogustes näidatud stöhhiomeetriliste koefitsientide. Niisiis, mida peetakse näites 2.2. Salvestamine r H ° 298 \u003d - 904,8 kJtähendab, et see soojuse kogus on esile tõstetud, kui 4 mooli NNZ 5 miili O 2 interaktsiooniga , selle tulemusena moodustatakse 4 mooli nr ja 6 mooli N2 O.. Kui reaktsioonis osalejate arv on erinev, on teine \u200b\u200btermilise toime tähendus.
Näide 2.3.Reaktsiooni soojuse arvutamine. Näide 2.2., Kui:
a) 2 palvetab reaktsioonis osalemistO 2.;
B) 34g osaleb reaktsioonis. Nn s;
c) reaktsioonis moodustuvad 11,2 liitrit. Ei.
Olgu x tundmatu tähenduse termilise toime, mis on järgmistest osadest:
a) Osakaal on lahendatud: 2/5= x (-904.8). Kus x \u003d 2 (-904,8) / 5= - 361,92 kJ.
b) massiga 1 mol NH3 võrdub 17 g-ga. (Mass 1 palvetamine grammides on numbriliselt võrdne aatomi masside summaga). Järelikult on reaktsioonis seotud NH 3 mooli arv:
p \u003d 34/17 \u003d 2. Vastavalt sellele koostame proportsioon: 2/4= x / (- 904,8).
Kus x \u003d 2 (-904,8) / 4= - 452,4 kJ.
c) vastavalt Avogadro seadusele on normaalsetes tingimustes 1 mooli iga gaasi all 22,4-liitrine maht. Seetõttu ei ole reaktsioonis moodustunud mooli arv võrdne:
n \u003d 11,2 / 22.4= 0,5 . Kompileerime proportsioon: 0,5 / 4 \u003d x / (- 904,8). Kus H.= 0,5(-904,8)/4 = -113.1 kJ.
Reaktsioonide termiline toime sõltub loomulikult nende voolu tingimustest, kuid see sõltuvus on halvasti väljendatud. Temperatuurivahemikus ja survet, millel on praktiline väärtus, muutus reaktsioonide soojuse suuruse muutus reeglina 5%. Seetõttu enamiku termokeemiliste arvutuste puhul võetakse reaktsioonise soojus võrdne standardse termilise toimega.
Gibbs energia keemilise reaktsiooni.
(Ülesanded №-i21-40)
Gibbsi reaktsiooni energiat nimetatakse GIBBSi energia muutumiseksr. G, kui keemiline reaktsioon lekkitakse. Kuna Gibbs System C \u003d H - TS energia energia määratakse selle muutuse protsessis valemiga:
r. G. \u003d Rn -trs. (3.1)
kus t - absoluutne temperatuur kelvinis.
Keemilise reaktsiooni Gibbide energia iseloomustab selle spontaanse voolu võimalust konstantsel rõhul ja temperatuuril p, t \u003d const). Kui a r. G.< 0, то реакция может протекать самопроизвольно, при r. G\u003e 0 spontaanne reaktsioonivool on võimatu, kui r. G \u003d 0, süsteem on tasakaalus.
Gibbsi reaktsiooni võimsuse arvutamiseks valemiga (3.1), RN ja RS määratletakse eraldi eraldi. Samal ajal, enamikul juhtudel nõrk sõltuvus väärtuste väärtustest RN ja Entropia RS tingimustel reaktsiooni voolu, st Nautige ligikaudseid:
rn = rN ° 298 ja Rs \u003d RS ° 298. (3.2)
Reaktsiooni standardse soojusvõimsus RN ° 298 määratakse kindlaks Gessiõiguse tagajärg võrrandiga (2.2) ja AA + BB reaktsiooni standardse entropiad \u003d SS + DD arvutatakse valemiga:
rS ° 298 \u003d (CS ° 298, C + DS ° 298, D) - (AS ° 298, A + BS ° 298, B) (3.3)
kui RS ° 298 on ühendite absoluutse standardse entroopia tabeliväärtused ja RS ° 298 reaktsiooni standardne entropiad j / K.
Näide 3.1.Võrrandi väljendatud GIBBS-reaktsiooni energia arvutamine
4NH3 (g) + 5O2 (g) = 4 NO (g) + 6N 2 O (d)rõhul 202,6 kPa ja temperatuur 500 ° C (773K).
Vastavalt tingimusele reaktsioon jätkub praktiliselt reaalsete rõhu ja temperatuuriga, kus ühtlustamine on kehtiv (3.2), s.t:
r. H 773 \u003d.r. N.° 298 \u003d - 904,8 kJ= - 904800 J. (vt näide 2.2). agar. S. 773 \u003d R. S.° 298. Väärtus standardset entroopia reaktsiooni arvutatud valemiga (3.3) on:r. S ° 298 \u003d (4S ° 298, N 0 + 6S ° 298, H20) - (4S ° 298, NH3 + 5S ° 298, O2) \u003d (4 x 210,62 + 6 * 188,74) - (4 x 1O92, 5 + 5 * 205.03) \u003d 179,77j / k
Pärast väärtuste asendamistr. H ° 298 jar. S ° 298 valemis (3.1) saame:
r. G 773 \u003d.r. H773 - 773.r. S. 773 \u003d N.° 298. - 773 r. S.° 298. =
\u003d - 904800 - 773 * 179,77 \u003d 1043762 J \u003d - 1043,762 kJ
Gibbsi reaktsiooni võimsuse negatiivne väärtus G 773. Näitab, et see reaktsioon aluseks olevatel tingimustel võib tekkida spontaanselt.
Kui reaktsioon jätkub standardsetes tingimustes temperatuuril 298K, arvutamisel selle Gibbs Energy (standard Gibbs reaktsiooni energia) saab teha sarnaselt arvutamisega standardse soojuse reaktsiooni vastavalt valemile, mis reaktsiooni ekspresseeritud AA + BB võrrandi \u003d SS + DD-d on vorm:
r. G.° 298 \u003d (koosr. G.° 298, saabumine koos+ Dr. G.° 298. Prof, D) - (aR. G.° 298. prof A + BrG. ° 298 ,oBR, B. ) (3.4)
kus R. G.° 298. Prof - standard Gibbsi haridusõpe kJ / Mol (tabeliväärtused) - gibbsi reaktsiooni energia, milles 1 mooli selle ühendi moodustub standardses seisundis, alates lihtsatest ainetest, samuti standardsetes tingimustes 4) , r. G.° 298 - standard Gibbs energia reaktsiooni KJ.
Näide3.2. Gibbsi reaktsiooni standardse energia arvutamine võrrandi järgi:
4NH 3 + 5O 2 = 4 Ei. + 6n 2 O.
Vastavalt valemile (3. 4) kirjutage 5):
rG. ° 298 = (4 r. G ° 298, NO + 6r. G ° 298, H2O) -4r. G ° 29 8., NH3
Pärast tabeli väärtuste asendamistr. G ° 298.Valge Saame:
r. G ° 298.= (4(86, 69) + 6(-228, 76)) - 4 (-16, 64) = -184,56 kJ.
Selle tulemusena võib näha, et samamoodi nagu näites 3.1, standardtingimustes võib vaatlusaluse reaktsioon toimuda spontaanselt.
Valemi (3.1) abil on võimalik määrata spontaanse reaktsiooni voolu temperatuuri vahemik. Kuna spontaanse reaktsiooni voolu seisund on negatiivsus
RG (RG.< 0), определение области температур, в которой реакция может протекать самопроизвольно, сводится к решению относительно температуры неравенства (rН – ТrS) < 0.
Näide 3.3.SPontaansete tõendite temperatuuripiirkonna määramine SAO reaktsiooni kohta 3 t) = SAA (T) + koos 2 d).
Leidmar. N I.r. S:
r. N \u003d.r. H ° 298 \u003d 177,39 kJ \u003d 177 390 J (vt näide 2.1)
r. S \u003d.r. S ° 298 \u003d (S ° 298. SAA +. S ° 298. koos 2 ) - S ° 298. CO3 \u003d (39,7 + 213,6) - 92,9 \u003d 160,4 j / k
Me asendame väärtusedr. N jar. S In ebavõrdsuse ja lahendada see võrreldes T:
177390 – T * 160.4<0, или 177390 < Т * 160,4, или Т > 1106. Need. Kõigil temperatuuridel tagatakse suuremad 1 106k, eita. R. G ja seetõttu selles temperatuuri vahemikus on võimalik kaalumisel spontaanset vool kaalumisel.
Keemiline kineetika.
(Ülesanded number 41 - 60)
Nagu juba märgitud, keemilise kineetika on keemia osa, uurides reaktsioonide kiirust ja erinevate tegurite mõju neile.
Homogeenses (ühefaasilises) protsessis iseloomustab reaktsioonivoogude kogu süsteemis ja selle kiirust iseloomustab mis tahes reaktiivi kontsentratsiooni muutusega või mis tahes ajaühiku kohta. Keskmine kiirus CP \u003d ± Rc / R / RC / RC / RF eristatakse, kus RC on muutus molaarse kontsentratsiooni RT periood ja tõeline kiirus ajal t, mis on saadud kontsentratsiooni aja järgi: V \u003d ± DC / DT . Iga konkreetse reaktsiooni kiirus katalüsaatori puudumisel sõltub reaktiivide ja temperatuuri kontsentratsioonidest . Sektsiooni liidese pinnal esinevate heterogeensete reaktsioonide kiirus sõltub selle pinna väärtusest.
_______________________________________________________________________________________
4) Vastavalt määratlusele on lihtsate ainete moodustamise standardne Gibbs energia null.
5) R. G ° 298, O 2 Väljendis ei ole selle võrdõiguslikkuse nulli silmas pidades silmas.
Reaktiivsete reaktiivide kontsentratsioonide mõju reaktsiooni kiirusele kehtestatakse aktiivsete masside seadusega: fikseeritud temperatuuril on reaktsioonikiirus proportsionaalne produkt reaktiivide kontsentratsioonide produktiga, mis on võrdne stöhhiomeetriliste koefitsientidega. AA + BB reaktsiooni puhul \u003d SS + DD matemaatiline avaldamine seaduse aktiivse masside, kutsus kineetilise reaktsiooni võrrandi salvestatud:
V \u003d KC A ja B B (4.1)
kus k - proportsionaalsuse koefitsient, kiiruse konstantse nime kandmine, \\ tKoos ja koos B - Reagentide molaarsed kontsentratsioonid, A ja B - nende stöhhiomeetrilised koefitsiendid. Kineetilise võrrandi kraadi hulka nimetatakse reaktsiooni järjekorras.
Näide 4.1.Kineetiline reaktsiooni võrrand 2N2 (g) + O2 (g) \u003d 2N2O (d) on kirjutatud:
V.\u003d KC H 2 2 C O2. Selle reaktsiooni teoreetiline protseduur on kolm.
Ainete kontsentratsioonireaktsioonide kineetilistes võrrandites kondenseeritud olekus ei ole nende sissetungide tõttu näidatud. Need konstantsed kontsentratsioonid kuuluvad kiiruse konstantsena.
Näide 4.2.Heterogeense reaktsiooni kineetiline võrrand, mis voolab võrrandiga 2C (T) + O2 (g) \u003d 2 (g) kohaselt:V. = cOP O2 - Esimene tellimuse reaktsioon.
Aktiivsete masside seaduse kohaselt varieerub reaktsiooni määr reagentide kontsentratsioonide muutus. *
Näide 4.3. 2N2 (g) + O2 (G) \u003d 2N20) reaktsiooni kiiruse muutuste arvutamine \u003d 2N20 (g), vähendades vesiniku kontsentratsiooni 2 korda.
Võrrandi järgi (4.1). Esialgne reaktsiooni kiirus V 1 \u003dkC H 2. 2 / C O2. ja reaktsioonikiirus vesiniku kontsentratsioonis on 2 korda vähem määratud suhtega:
V 2.\u003d K (koos H2 / 2) 2 O2-ga. - Lõpuks on meil V 2/V 1.= 1/4, s.o. Reaktsiooni kiirus väheneb 4 korda.
Reaktsioonidega gaasidega, reaktiivide kontsentratsiooni muutmine ja seega kiiruse muutmine on lihtsam muuta süsteemi mahu muutmine, muutes rõhku. Vastavalt Mendeleev - Klaparaemia võrrandile väheneb gaasi maht ja selle molaarne kontsentratsioon suureneb nii palju kordi, kui rõhk suureneb.
Näide 4.4. Muudatuste arvutamine reaktsiooni kiirusega 2N2 (g) + O2 (g) \u003d 2H20 (g) rõhu suurenemisega 2 korda.
Reaktsiooni kiirus rõhu suurendamiseks V1 \u003dkC H 2. 2 / C O2. - rõhu suurenemine, 2 korda süsteemi maht väheneb 2 korda ja seoses iga gaasi kontsentratsioon suureneb 2 korda ja muutub võrdseks vesinikuga - 2 S H2, hapnikuga - 2C O2 - Uutes tingimustes väljendatakse reaktsiooni kiirust kineetilise võrrandiga: V2.\u003d K (2C H 2) 2 2 O2-ga. - kiiruse suhe V 2/V 1.= 8, st. Surve suurenemise tulemusena suureneb 2 korda reaktsiooni kiirus 8 korda.
Sõltuvus kiiruse keemiliste reaktsioonide temperatuuril määratakse reegel VANT - Hoff: mis suurendada temperatuuri iga 10 kraadi, kiirus enamik keemiliste reaktsioonide suureneb 2 kuni 4 korda. Sellest tulenevalt väheneb reaktsioonikiirus sellise temperatuuri vähenemisega sama palju kordi. Matemaatiliselt valitseda vant.
Gofoff salvestatakse:
V2 \u003d. V 1 y. (T2 - T 1) / 10 või K2 \u003d K1 Y (T2 - T 1) / 10(4.2)
kus V2 ja V i, K 2, K 1 - vastavalt reaktsiooni kiiruse ja konstantide temperatuuril T2 ja T 1 A y \u003d 2 - 4 - temperatuuri koefitsient reaktsiooniskiirus.
Näide4.5. Reaktsiooni kiiruse arvutamine, mille temperatuuri koefitsient on 3, vähenedes temperatuuri 30 kraadi võrra.
Vastavalt võrrandile (4.2). Kiiruse suhe V2/V 1 \u003d S -30/10= 1/27. need. Temperatuuri vähenemisega 30 kraadi võrra väheneb reaktsiooni kiirus 27 korda.
Keemiline tasakaal.
(Ülesanded №-i61-80)
Keemiline tasakaal on asutatud pöörduvatel reaktsioonides -reaktsioonides, mis võivad toimida nii otseselt kui ka vastupidises suunas. Kui AA + BB reaktsioon on CC + DD) pöörduv, tähendab see, et reagendid a ja c on võimelised muutuma toodeteks C ja D (otsene reaktsioon) ja tooted C ja D omakorda võivad omavahel reageerivad, Algsed ained uuesti. A ja B (pöördreaktsioon). Keemilise tasakaalu termodünaamiline seisund on reaktsioonisegude GIBBS-i energia muutmine, str. G \u003d 0 ja tasakaalu kineetiline seisund on otsese (V1) ja tagurpidi (V2) reaktsiooni võrdne: V 1 \u003d V2
Kuna sellises keemilise tasakaalu ja sirge ja vastupidine reaktsiooni voolab sama kiirusega, ei muutu reaktiivide ja toodete kontsentratsioonid aja jooksul. Need Ärge muutke aja kontsentratsiooni nimetatakse tasakaaluks. Erapooled kontsentratsioonid, erinevalt mitte-tasakaalu, muutes reaktsiooni ajal, tehakse erilisel viisil, nimelt valem aine suletud ruudu sulgudes. Näiteks tähendab Records [H 2], et me räägime vesiniku ja ammoniaagi tasakaalu kontsentratsioonidest.
Antud temperatuuril on reaktiivide ja toodete tasakaalu kontsentratsiooni suhe iga reaktsiooni väärtuse konstantne ja iseloomulik. Seda suhet iseloomustab kvantitatiivselt Cu keemilise tasakaalu konstantse väärtuse, mis on võrdne toodete tasakaalu kontsentratsiooni produkti suhtega reagentide tasakaalu kontsentratsiooni saadusega, mis on püstitatud nende stöhhiomeetriliste koefitsientidega võrdse kraadiga. Pöörduva reaktsiooni jaoks AA + BB ó CC + DD, COP-il on vorm:
KS \u003d ([C1C [d] d) / ([a] a [b] b) (5.1)
Näide 5.1. Keemilise tasakaalu ekspressioon konstantset pöörlevat homogeenset reaktsiooni N2 (g) + ZN 2 (g)ó 2NH 3 (d)
Vastavalt valemile (5.1) registreeritakse vaatlusaluse reaktsiooni keemilise tasakaalu konstant: KC \u003d [NNP] 2 / ([H2] 3).
Nagu kineetilistes reaktsioonides võrrandites, kondenseerunud olekus olevate ainete pideva tasakaalu kontsentratsiooni väljendites ei salvestata nende püsivuse tõttu.
Näide5.2. Keemilise tasakaalu ekspressioon konstantse heterogeenne pöörduv reaktsioon Fe 3 04 (t) + 4CO (g)ó ZFE (T) + 4CO 2 (g).
Selle reaktsiooni keemilise tasakaalu konstant, võttes arvesse ülaltoodud, on kirjutatud: KC \u003d [CO2] 4 / [CO] 4.
Gaasidega seotud reaktsioonide puhul saab keemilise tasakaalu konstantide väljendada mitte ainult tasakaalu kontsentratsioonide kaudu, vaid ka gaaside tasakaaluosalise rõhu kaudu 6) . . Sellisel juhul indekseeritakse tasakaalu konstant "K" sümbol mitte kontsentratsiooni "C" sümbol, vaid rõhu sümbol "P".
Näide 5.3. Keemiline tasakaal konstantse heterogeenne pöörduv reaktsioon Fe 3 04 (t) + 4CO (g)ó ZFE (T) + 4CO 2 (g), väljendatuna tasakaaluosa osalise rõhuga gaaside seguga gaasisegu.
Tasakaaluosaga seotud tasakaaluosade asendamise tulemusena saame me keemilise tasakaalu konstantse ekspressiooni järgmine ekspressioon: KR \u003d RSO2 4 / RSO4, kus RSO2 ja RSO on vastavalt süsinikdioksiidi CO2, monooksiidi osaline rõhk. Co.
Kuna gaasi osaline rõhk ja selle kontsentratsioon on ühendatud suhtega R I \u003d C I RT, kus PI ja C I on vastavalt I-th gaasi osaline rõhk ja kontsentratsioon, politseinik ja Kirgiisi Vabariik omakorda omakorda. , seostatakse üksteisega lihtsa suhtega.:
KR \u003d KS (R) R. N.(5.2)
kui RN on reaktsioonisaaduste stöhhiomeetriliste koefitsientide summa ja reagentide stöhhiomeetriliste koefitsientide summa vahe.
Näide 5.4.CR- ja CS-i pöörduva reaktsiooni suhe, väljendatuna võrrandiga:
N2 (g) + ZN 2 (g)ó 2NH 3 (d)
Kirjutame välja CR ja KS: KR \u003d P NH32 / P N 2 pH 23);
Kuir. n \u003d 2 - (1 + 3) = -2, seejärel vastavalt punktile (5.2) KR \u003d KC (R) -2 või muidu KC \u003d KR (R) 2.
________________________________________________________________________________
6) Gaasisegu osalise gaasirõhk on osa selle gaasi osakaalule tuleva segu kogurõhu osa.
Kõrgõzstani Vabariigi tasakaalustava konstantse väärtuse väärtust määrab termodünaamiliselt kergesti valemiga:
rGº T \u003d -2, RT LGKR (5.3)
kui RGº T on standardne Gibbs energia reaktsiooni temperatuuril T arvutatud valemiga (3.1) või (3.4).
Valemi (5.3) kasutatakse gaasidega esinevate reaktsioonide tasakaalustavate konstantide arvutamiseks. Vajadusel, kasutades seos (5.2), sellise reaktsioonide jaoks, saate arvutada COP väärtuse.
Näide5.5. SASOZ (T) reaktsiooni tasakaalu konstantse arvutamineó Sao (T) + CO2 (g) temperatuuril 500 ° C (773K).
Kuna üks pöörduva reaktsiooni osalejaid on gaasiga gaas, kasutame tasakaalu konstantide arvutamiseks valemit (5.3), et arvutada tasakaalu konstant. Kuna temperatuur ei ole standard, R. G 0 773 Määrata valemiga (3. 1):r. G 0 773 \u003d H ° 773 - 773r. S 773. Vajalik g 0 773 väärtuste määramiseks n є 773 jar. S 773 võtab eelnevalt peetavast näitest (3.3), nimelt:r. H 0 773 \u003dr. H 0 298 \u003d 177390 J ja S ° 773\u003d R. S ° 298 \u003d 160,4 J / K. Seega need väärtusedr. G 0 773 \u003d 177390 -773 773 160.4 \u003d 53401 J. Järgmine Vastavalt valemile (5.3) saame: LGKR \u003d -r. G ° 773 / (2, ZRT) \u003d -53401 / (2,3 * 8,314 * 773) \u003d -3,6.
Me kirjutame maha tasakaalu konstantse 7) ja selle numbrilise väärtuse väljenduse: KR \u003d RSO2 \u003d 10 -3,6. Selline väikese CC väärtus näitab, et põhitingimustes ei jätkata otsene vastus praktiliselt (võrrelda seda väljundit näites (3. 3) arvutamise tulemusega.
Alates peetavast näitest (5.5) järeldub, et keemilise tasakaalu konstantse arvuline väärtus iseloomustab reaktiivide konversiooni astet toodetes: kui KR (COP) \u003e\u003e 1, on tasakaalusüsteemis domineerivad tooted. Pöörduv reaktsioon voolab enamasti ettepoole suunatud suunas ja vastupidi, kui Kirgiisi Vabariik (COP)<<1, более выраженной является обратная реакция и степень превращения реагентов в продукты невелика.
© 2015-2019 sait 2015-2019
Kõik õigused kuuluvad nende autoritele. See sait ei teeskle, et autorsus, vaid pakub tasuta kasutamist.
Lehekülg Kuupäeva loomine: 2016-08-20
iga keemilise reaktsiooniga kaasneb eritumine või energia imendumine. Kõige sagedamini vabastatakse või imendub energia soojuse vormis (harvemini - valguse või mehaanilise energia kujul). Seda soojust saab mõõta. Mõõtetulemus väljendatakse kilodoulides (KJ) ühe palvetamise reaktiivi või (harvemini) palvetamiseks reaktsiooniprodukti. Sellist väärtust nimetatakse reaktsiooni termiliseks toimeks.
Termiline efekt on keemilise süsteemi poolt eraldatud või absorbeeritud soojuse kogus, kui keemiline reaktsioon voolab.
Termilist toimet tähistab tähemärki Q või DH (Q \u003d -DH). Selle väärtus vastab reaktsiooni alg- ja lõpptulemuste energiaallikate erinevusele:
Dh \u003d h con. - H Isch. \u003d E con. - e ex.
Ikoonid (g), g tähistavad ainete gaasilist ja vedelat seisundit. Nimetused (TV) või (k) - tahke, kristalne aine, (vesilahus) - lahustatud vees ainetes jne.
Aine kogundi määramine on oluline. Näiteks vesiniku põlemise reaktsioonis moodustatakse vesi esialgu paari kujul (gaasiline seisund), mille kondenseerumise ajal võib tekkida teatud kogus energiat. Järelikult vee valmistamisel vedeliku kujul, reaktsiooni mõõdetud termiline toime on mõnevõrra suurem kui ainult auru moodustumise korral, kuna auru kondensatsiooni ajal on veel osa soojust.
Kasutatakse ka reaktsiooni termilise mõju konkreetset juhtumit - põletamise kuumus. Nimetusest on võimalik näha, et põlemise soojus on kütusena kasutatav aine iseloomustamiseks iseloomustamiseks. Põlemise soojus viitab 1 kuhja kütuse aine (redutseerija oksüdatsioonireaktsiooni), näiteks:
Molekulide salvestatud energiat (E) saab energia skaalal edasi lükata. Sellisel juhul võib reaktsiooni () termilist toimet graafiliselt näidata
See seadus avati Hessom 1840. aastal paljude eksperimentaalsete andmete üldistamise põhjal.
7.GTROPY. Tasuta Gibbs Energy. Keemilise protsessi termodünaamiline orientatsioonikriteerium.
Entropia- See vähendab aine kättesaadava energia energiaülekande tulemusena. Termodünaamika esimene seadus sätestab, et energiat või hävitada on võimatu luua. Järelikult on universumi energia hulk alati sama, mis see oli ja kui see on loodud. Teine termodünaamika seadus on lugemine, ühe reaalse (pöördumatu) protsessi õpetaja tegevus ei saa olla 100%, kui energia muutub tööks.
kus δ. S.- Entropia muutus, δ Q.- muutuva mustri, T.- Absoluutne termodünaamiline temperatuur.
Sellest tulenevalt väheneb transformatsiooni ümberkujundamise või soojuse energia kogus aja jooksul pidevalt, kuna soojus liigub soojemast piirkonnast külmema piirkonna
Gibbs energia ja reaktsiooni suunas
Keemilistes protsessides tegutsevad samal ajal kaks vastupidist tegurit - entropia() I. entalmakas(). Nende vastupidiste tegurite kogumõju pideva rõhu ja temperatuuri protsessides määravad muutuse energia Gibbs():
Sellest väljendusest järeldub, et see tähendab, et see tähendab, et teatudolek kasvab soojalt entroopia suurenemisele (), kaob see osa energia osakaal kasulikkuse kohta (hajutatud keskkonda soojuse kujul), see on sageli nimetatakse energiat. Teine osa soojust () saab kasutada töö tegemiseks, nii et Gibbs energiat nimetatakse sageli tasuta energiaks.
Gibbsi energia muutuse olemus võimaldab hinnata peamist võimalust protsessi töötlemise võimalust. Kui protsess võib lekkida, ei saa taganemine voolata (teisisõnu, kui süsteemi algses olekus Gibbs energia on suurem kui lõplik, protsess võib olla põhimõtteliselt üleliigne, kui vastupidi - see ei saa). Kui süsteem on shimmeri tasakaalus olekus.
Vaba energia Gibbs(Või lihtsalt gibbs energiavõi gibbs potentsiaalivõi termodünaamiline potentsiaalkitsas mõttes) - see on väärtus, mis näitab energia muutust keemilise reaktsiooni ajal ja annab seega vastuse keemilise reaktsiooni peamise võimaluse küsimusele; See potentsiaalne uuringu tüüp:
Gibbsi energiat saab mõista täieliku keemilise energiasüsteemiga (kristall, vedelik jne)
Gibbsi energia mõistet kasutatakse laialdaselt termodünaamilihihimis.
Spontaanne vool isobaro-isotermilise protsessi määratakse kahe teguriga: entalpia, mis on seotud vähenemisega ain-aintopiasüsteemi (ΔH) ja entroopia t δs, kuna suurenemise häire suurenemise tõttu oma kasvu oma kuumutusropikas . Nende termodünaamiliste tegurite vahe on süsteemi süsteemi funktsioon, mida nimetatakse Isobaro-isotermilise potentsiaali või Gibbsi vaba energia (G, KJ)
Gibbsi energia klassikaline määratlus on väljend
kui -Nutrunning energia, ekspressioon, -P, on absoluutne segisti, -entroopia.
Gibbs Diferentsiaal energia süsteemi pideva osakestega, väljendatuna oma muutujaid - käepideme objekt:
Muutuva osakeste arvuga süsteemi puhul on see diferentsiaal kirjutatud järgmiselt:
Siin on keemiline potentsiaal, mida saab määratleda kui energia, mis peab olema süsteemi lisamiseks eksponeeritud.
See on suurusjärgus, mis näitab keemilise reaktsiooniprotsessi energia muutuse taset ja selle tulemusena vastus küsimusele keemiliste reaktsioonide voolamise võimaluse kohta. Sellist potentsiaali saab teha süsteemi täieliku keemilise energia jaoks (vedelik, kristall jne). Gibbsi vaba energiat kasutatakse laialdaselt keemia ja termodünaamika.
Spontaanne leke määratakse järgmiste teguritega: entalpia ja entroopia. Esimene on seotud süsteemi enta vähendamisega ja teine \u200b\u200bon tingitud süsteemi häire taseme suurenemisest selle eskirikas suurenemise tõttu. Kirjeldatud termodünaamiliste tegurite erinevus on süsteemi funktsioon, mis on tuntud kui isobaro-isotermiline potentsiaal või Gibbs (G, KJ) vaba energia.
Protsessi voolu spontaansust avatud ja suletud tüüpi süsteemis kirjeldatakse spetsiaalse kriteeriumiga, mida nimetatakse GIBBS potentsiaaliks. Tegelikult on see riigi ülesanne. D. U. Gibbs, kui ta töötas koos termodünaamiliste süsteemidega, tõi selle funktsiooni entalpia ja entroopia kaudu. Gibbsi vaba energia võimaldab teil ennustada spontaanse bioloogilise protsessi käigus suunda ja hinnata ka selle teoreetiliselt saavutatavat tõhusust.
Teise osas võib GIBBS-i järeldusi sõnastada järgmiselt: konstantse rõhu ja temperatuuri väärtustega ilma väljastpoolt kokkupuutumise korral säilitab süsteem spontaanse voolu taset ainult protsesside puhul, mille tulemusena väärtused Gibbsi potentsiaalne väärtus tekivad kindlaksmääratud minimaalse taseme tasemele. Niisiis, süsteem määrab vaba energia sissetulevuse. Seetõttu on Gibbs potentsiaal isobaric isotermilises süsteemis tasuta entalpia. Selgitagem, miks see minimeeritakse. Seda seletab kõige olulisema tasakaalu postulaat termodünaamika, nimelt: see riik pideva rõhu ja temperatuuri seisundi kohaselt tähendab see, et energia tase on vajalik järgmise muutuse jaoks ja see on võimalik ainult väliste tegurite muutmisel.
Ja mida sa aru vaba energiat? Selle termin tähendab piiramatu energia kogumise protsessi ilma väiksemate energiakuludeta. See tähendab, et hüdroelektrijaamast saadud energia on tuulegeneraator vaba energia, sest me ei veeta energiat, et päikesekiirte langes maapinnale, voolas jõe vett või puhus tuule. Meie ümber on suur hulk selliseid allikaid, enamik neist on teaduse poolt veel teadmata. See on aeg-ajalt ja "komistas" erinevaid leiutajate eksperimenteerijaid. Üks neist leiutistest oli TESLA vaba energia. Nagu teadlane uskus, pärineb ta saadud energia eetrist (vaakum). See on kahju, et selle leiutist ei ole loogilisele otsale edastatud. Kuid sellised avastused on jätkuvalt lõpule viidud, seda protsessi ei peatata. Praeguseks on palju patente leiutistele, mille aluseks on vaba energia. Ülaltoodud ühe seadme diagramm.
Isobaro-isotermilise protsessi spontaanne vool määratakse kahe teguriga: entalpia, mis on seotud süsteemi entalpia vähenemisega (δ H.) ja entroopia T.Δ S.põhjustatud häire suurenemisest süsteemis oma entropia kasvu tõttu. Nende termodünaamiliste tegurite vahe on süsteemi oleku funktsioon, mida nimetatakse ISOBARO-isotermilise potentsiaali või Gibbsi vaba energiaks ( G.KJ):
Kell δ. G. G \u003d 0, milles pöörduva protsessi tasakaalustava seisund tuleb; Δ. G. \u003e 0 näitab, et protsess on termodünaamiliselt keelatud (joonis 4.4).
Joonis 4.4. Gibbsi energia muutmine: A - pöörduv protsess; B - pöördumatu protsess. |
Võrrandi taastamine (4.2) AS δ H. = Δ G. + T.Δ S., Me saame, et reaktsiooni entalpia hõlmab GIBBS-i vaba energiat ja "mitte-vaba" energia δ S. · T.. Gibbs Energy, mis on isobaric ( P. \u003d CONST) potentsiaal võrdne maksimaalse kasuliku tööga. Väheneb keemilise protsessi käigus, δ G. jõuab miinimumisaotuse ajal tasakaalu (δ G. \u003d 0). Teine termin δ. S. · T. (Entropiategur) esindab seda süsteemi energia osast, mida sellel temperatuuril ei saa toimida. See assotsieerunud energia on võimeline ainult keskkonda hajutama soojuse vormis (süsteemi kautriususe kasv).
Niisiis, keemiliste protsesside samal ajal, energiavarustus süsteemi (entalpia tegur) ja selle häire aste (entroopia tegur, mis ei tee energiat ei täida).
Võrrandi (4.2) analüüs võimaldab teil kindlaks teha, millised tegurid, mis moodustavad Gibbsi energiat, vastutab keemilise reaktsiooni voolu suunda eest, entalpia (δ H.) või entroopia (δ S. · T.).
- Kui δ. H. S\u003e 0, alati δ G.
- Kui δ. H. \u003e 0 ja δ S. G\u003e 0 ja reaktsioon soojuse imendumisega ja entroopia vähenemise vähenemine on mingil juhul võimatu.
- Muudel juhtudel (δ H. S H\u003e 0, δ S. \u003e 0) Sign δ G. sõltub suhtest δ H. ja T.Δ S.. Reaktsioon on võimalik, kui sellega kaasneb isobaripotentsiaali vähenemine; toatemperatuuril, kui väärtus T. Tavaliselt väärtus T.Δ S. Ka väike ja tavaliselt muuta entalpia rohkem T.Δ S.. Seetõttu on enamik toatemperatuuril esinevaid reaktsioone eksotermilisi. Mida kõrgem on temperatuur, seda rohkem T.Δ S.ja isegi endotermilised reaktsioonid rakendatakse.
Me illustreerime neid nelja juhtumit asjakohaste reaktsioonidega:
Δ H.
Δ S. > 0 |
C2H 5-O-C2H 5 + 6O2 \u003d 4CO 2 + 5H 2O |
|
Δ H. > 0 |
reaktsioon ei ole võimalik |
|
Δ H. Δ S. Δ G. > 0, Δ G. |
N 2 + 3H2 \u003d 2NH3 (võimalik madalatel temperatuuridel) |
|
Δ H. > 0 |
N 2O4 (g) \u003d 2N02 (g) (võimalik kõrgel temperatuuril). |
Märgi δ hindamiseks G. Reaktsioon on oluline teada väärtuste δ H. ja δ. S. Kõige tüüpilisemad protsessid. Δ. H. Keeruliste ainete ja δ moodustumine H. Reaktsioonid asuvad 80-800 kJ piires. Põlemisreaktsiooni entalpia on alati negatiivne ja on tuhanded KJ ∙. Faasi üleminekute entalpia on tavaliselt vähem kui moodustumise entalpia ja keemilise reaktsiooni δ - kümneid KJ ∙, δ ja δ on 5-25 kJ.
Sõltuvus δ. H. Temperatuuri ekspresseeritakse suhe δ H T. = Δ H. ° + Δ C P. · Δ T.kus δ. C P. - muuta süsteemi soojusvõimsust. Kui temperatuurivahemikus 298 k - t, reaktiive ei liigu faasi transformatsiooni, siis δ C P. \u003d 0 ja arvutuste puhul saate kasutada δ väärtusi H. °.
Üksikute ainete entropia on alati suurem kui null ja vahemikud kümnetest kuni sada J ∙ mol -1K -1 (tabel 4.1). Sign δ. G. Määrab reaalse protsessi suunda. Protsessi teostatavuse hindamiseks kasutage siiski Gibbs δ standardse energia väärtusi G. °. Väärtus on δ. G. ° ei saa kasutada tõenäosuskriteeriumi endotermiliste protsesside puhul, millel on märkimisväärne kasv entroopia (faasi üleminekud, termilised lagunemisreaktsioonid, et moodustada gaasiliste ainete jne). Sellised protsessid saab läbi viia entroopia teguri tõttu
Teema ülesanded ja testid "keemilised termodünaamika. Gibbs Energy"
- Keemilised elemendid. Keemilised elemendid - esialgsed keemilised mõisted ja teoreetilised esindused 8-9 klassi
Õppetunnid: 3 Ülesanded: 9 Testid: 1