Entroopia. Gibbsi energia
Keemia üks olulisemaid küsimusi on keemilise reaktsiooni võimalikkuse küsimus. Kvantitatiivne kriteerium keemilise reaktsiooni põhimõtteliseks teostatavuseks on eelkõige süsteemi seisundi iseloomulik funktsioon, mida nimetatakse Gibbsi energiaks (G). Enne kui jätkame selle kriteeriumi kaalumist, peatugem mitmel definitsioonil.
Spontaansed protsessid. Spontaansed on protsessid, mis toimuvad ilma energiaallikata väljastpoolt. Paljud keemilised protsessid on spontaansed, näiteks suhkru lahustumine vees, metallide oksüdeerumine õhus (korrosioon) jne.
Pööratavad ja pöördumatud protsessid. Paljud keemilised reaktsioonid kulgevad ühes suunas, kuni reaktiivsed ained on täielikult ammendatud. Selliseid reaktsioone nimetatakse keemiliselt pöördumatu... Näitena võib tuua naatriumi ja vee koostoime.
Teised reaktsioonid toimuvad kõigepealt ettepoole ja seejärel edasi ja tagasi suunas reaktsiooniproduktide koostoime tõttu. Selle tulemusena moodustub segu, mis sisaldab nii lähteaineid kui ka reaktsioonisaadusi. Selliseid reaktsioone nimetatakse keemiliselt pöörduv.Keemiliselt pöörduva protsessi tulemusena tõeline (stabiilne) keemiline tasakaal, mida iseloomustavad järgmised omadused:
1) välismõjude puudumisel jääb süsteemi seisund lõputult muutumatuks;
2) mis tahes muutus välistes tingimustes viib süsteemi seisundi muutumiseni;
3) tasakaaluolek ei sõltu sellest, kummal pool see saavutatakse.
Tõelise tasakaalu seisundis oleva süsteemi näide on ekvimolekulaarne segu
CO (g) + H20 (g) CO 2 (g) + H2 (g).
Igasugune temperatuuri või muude tingimuste muutus põhjustab tasakaalu muutuse, s.t. muutus süsteemi koosseisus.
Lisaks tõelisele tasakaalule kohtab väga sageli näilist (valet, pärsitud) tasakaalu, kui süsteemi seisund püsib ajas väga kaua, kuid väike mõju süsteemile võib põhjustada selle seisundi tugevat muutust. Näitena võib tuua vesiniku ja hapniku segu, mis toatemperatuuril väliste mõjude puudumisel võib muutumatult püsida. Piisab sellest, kui sellesse segusse sisestatakse plaatinatud asbest (katalüsaator), kuna algab energiline reaktsioon
H2 (g) + O2 (g) \u003d H20 (g),
mis viib lähtematerjalide täieliku ammendumiseni.
Kui sama katalüsaator viiakse samades tingimustes vedelasse vette, on algse segu saamine võimatu.
Entroopia. Mis tahes süsteemi olekut saab iseloomustada otse mõõdetud parameetrite väärtustega (p, T jne). seda iseloomulik süsteemi makrostaadile. Süsteemi seisundit saab kirjeldada ka süsteemi iga osakese (aatomi, molekuli) omadustega: koordinaat, vibratsioonisagedus, pöörlemissagedus jne. seda süsteemi mikropositsioonile iseloomulik. Süsteemid koosnevad väga suurest osakesest, nii et ühele makrostaadile vastab tohutu arv erinevaid mikropositsioone. Seda arvu nimetatakse oleku termodünaamiliseks tõenäosuseks ja seda tähistatakse kui W.
Termodünaamiline tõenäosus on seotud aine teise omadusega - entroopia (S, J / (mol. K)) -boltzmanni valemi järgi
kus R on universaalne gaasikonstant ja NA on Avogadro konstant.
Entroopia füüsilist tähendust saab seletada järgmise mõttekatsega. Laske mõne aine, näiteks naatriumkloriidi, ideaalsed kristallid jahutada absoluutse nulltemperatuurini. Nendes tingimustes muutuvad kristalli moodustavad naatrium- ja klooriioonid praktiliselt liikumatuks ning seda makroskoopilist seisundit iseloomustab üks mikrostatus, s.t. W \u003d 1 ja vastavalt punktile (3.13) S \u003d 0. Temperatuuri tõustes hakkavad ioonid võnkuma kristallvõre tasakaaluasendite ümber, suureneb ühele makrostaadile vastavate mikrostaatide arv ja seetõttu S\u003e 0.
Sellel viisil, entroopia on süsteemi seisundi häire mõõt. Süsteemi entroopia suureneb kõigis protsessides, millega kaasneb järjestuse vähenemine (kuumutamine, lahustumine, aurustamine, lagunemisreaktsioonid jne). Järjestuse suurenemisega protsessid (jahutamine, kristalliseerumine, kokkusurumine jne) toovad kaasa entroopia vähenemise.
Entroopia on olekufunktsioon, kuid erinevalt enamikust teistest termodünaamilistest funktsioonidest on võimalik eksperimentaalselt määrata aine entroopia absoluutväärtus. See võimalus põhineb M. Plancki postulaadil, mille kohaselt absoluutsel nullil on ideaalse kristalli entroopia null(kolmas termodünaamika seadus).
Aine entroopia sõltuvus temperatuurist on kvalitatiivselt näidatud joonisel fig. 3.1.
Joonisel fig. 3.1 on näha, et temperatuuril 0 K on aine entroopia null. Kui temperatuur tõuseb, suureneb entroopia sujuvalt ja faaside üleminekupunktides toimub entroopia järsk tõus, mille määrab suhe
(3.14)
kus Δ f.p S, Δ f.p N ja T f.p - vastavalt muutused entroopias, entalpias ja faasisiirde temperatuuris.
Aine B entroopiat standardseisundis tähistatakse kui. Paljude ainete puhul määratakse standardsete entroopiate absoluutväärtused ja antakse need teatmeteostes.
Entroopia, samuti sisemine energia ja entalpia on oleku funktsioon, seetõttu ei sõltu süsteemi entroopia muutus selle protsessis selle teest ja selle määravad ainult süsteemi alg- ja lõppseisundid. Entroopia muutus keemilise reaktsiooni käigus (3.10) on leitav kui reaktsiooniproduktide entroopiate summa ja lähteainete entroopiate summa vahe:
Entroopia mõistet kasutatakse ühes sõnastuses termodünaamika teine \u200b\u200bseadus: isoleeritud süsteemides saavad spontaanselt edasi minna ainult protsessid, mis toimuvad entroopia suurenemisega (ΔS\u003e 0).Eraldatud süsteemide all mõistetakse süsteeme, mis ei vaheta keskkonnaga ei ainet ega energiat. Süsteemid, milles toimuvad keemilised protsessid, ei ole isoleeritud süsteemid, sest nad vahetavad energiat keskkonnaga (reaktsiooni termiline mõju) ja sellistes süsteemides võivad protsessid toimuda entroopia vähenemisega.
S02 (g) + 2H2S (g) \u003d 3S (t) + 2H20 (g), kui väävel (IV) oksiidi, vesiniksulfiidi, väävli ja vee standardne entroopia on 248,1; 205,64; Vastavalt 31,88 ja 69,96 J / (mol K).
Otsus. Võrrandi (3.15) põhjal saate kirjutada:
Selle reaktsiooni entroopia väheneb, mis on seotud tahkete ja vedelate toodete moodustumisega gaasilistest ainetest.
Näide 3.8.Arvutusi tegemata määrake entroopia muutuse märk järgmiste reaktsioonide abil:
1) NH4N03 (k) \u003d N20 (g) + 2H20 (g),
2) 2H 2 (g) + 02 (g) \u003d 2H 2 O (g),
3) 2H2 (g) + 02 (g) \u003d 2H20 (g).
Otsus.Reaktsioonis (1) moodustab kristallilises olekus 1 mol NH4N03 3 mol gaase, seega DrS1\u003e 0.
Reaktsioonides 2 ja 3 väheneb nii moolide koguarv kui ka gaasiliste ainete moolide arv. Seetõttu D r S 2<0 и D r S 3 <0. При этом уменьшение энтропии в реакции (3) больше, чем в реакции (2) , так как S о (H 2 O (ж)) < S о (H 2 O (г)).
Gibbsi energia(isobaar-isotermiline potentsiaal). Paljudel juhtudel toimuvad looduses spontaansed protsessid potentsiaalse erinevuse olemasolul, näiteks elektriliste potentsiaalide erinevus põhjustab laengu ülekande ja gravitatsioonipotentsiaalide erinevus põhjustab keha kukkumist. Need protsessid lõpevad minimaalse potentsiaali saavutamisel. Konstantse rõhu ja temperatuuri juures toimuvate keemiliste protsesside liikumapanev jõud on isobaar-isotermiline potentsiaal, nn gibbsi energiaja määratud G... Gibbsi energia muutuse keemilises protsessis määrab seos
ΔG \u003d ΔH –TΔS, (3,16)
kus ΔG on keemilise protsessi Gibbsi energia muutus; ΔH - keemilise protsessi entalpia muutus; ΔS - keemilise protsessi entroopia muutus; T - temperatuur, K.
Võrrandit (3.16) saab esitada järgmiselt:
ΔH \u003d ΔG + TΔS. (3.17)
Võrrandi (3.17) tähendus on see, et osa reaktsiooni soojusefektist kulutatakse töö tegemisele (ΔG) ja osa hajutatakse keskkonda (TΔS).
Gibbsi energia on spontaanse reaktsiooni põhimõttelise võimaluse kriteerium. Kui reaktsiooni käigus Gibbsi energia väheneb, võib protsess nendes tingimustes spontaanselt kulgeda:
ΔG< 0. (3.18)
Protsess nendes tingimustes on teostamatu, kui
ΔG\u003e 0. (3.19)
Avaldised (3.18) ja (3.19) tähendavad samaaegselt, et seljareaktsioon ei saa (3.18) ega (3.19) spontaanselt kulgeda.
Reaktsioon on pöörduv, s.t. võib voolata nii edasi- kui ka tagasisuunas, kui
Võrrand (3.20) on keemilise tasakaalu termodünaamiline tingimus.
Seosed (3.18) - (3.20) on rakendatavad ka faaside tasakaalu suhtes, s.t. juhtudele, kui sama aine kaks faasi (liitumisseisundid) on tasakaalus, näiteks jää ja vedel vesi.
Entalpia ja entroopia tegurid. Võrranditest (3.16) ja (3.18) järeldub, et protsessid võivad kulgeda spontaanselt (ΔG<0), если они сопровождаются уменьшением энтальпии (ΔH<0) и увеличением энтропии системы (ΔS>0). Kui süsteemi entalpia suureneb (ΔH\u003e 0) ja entroopia väheneb (ΔS<0), то такой процесс протекать не может (ΔG>0). Muude ΔS ja ΔH märkidega määratakse protsessi põhivõimalus entalpia (ΔH) ja entroopia (TΔS) tegurite suhtega.
Kui ΔН\u003e 0 ja ΔS\u003e 0, s.t. entalpia komponent toimib vastupidiselt ja entroopia soosib protsessi, siis võib reaktsioon entroopia komponendi tõttu toimuda spontaanselt, tingimusel, et | ΔH |<|TΔS|.
Kui entalpia komponent soosib ja entroopne komponent on protsessile vastu, võib reaktsioon entalpia komponendi tõttu toimuda spontaanselt, tingimusel, et | ΔH |
Temperatuuri mõju reaktsiooni suunale. Temperatuur mõjutab Gibbsi energia entalpia- ja entroopiakomponente, millega võib kaasneda nende reaktsioonide Gibbsi energia märgi muutumine ja sellest tulenevalt ka reaktsioonide suund. Umbes temperatuuri hinnangul, mille juures Gibbsi energia märk muutub, võib jätta tähelepanuta temperatuuri sõltuvuse ΔН ja ΔS. Siis järeldub võrrandist (3.16), et Gibbsi energia märgi muutus toimub temperatuuril
Ilmselt on temperatuuri muutusega Gibbsi energia märgi muutus võimalik ainult kahel juhul: 1) ΔН\u003e 0 ja ΔS\u003e 0 ja 2) ΔН<0 и ΔS<0.
Standardne Gibbsi moodustumisenergia on reaktsiooni Gibbsi energia muutus 1 mooli ühendi moodustamiseks lihtsatest ainetest, mis on standardsetes tingimustes stabiilsed. Lihtsate ainete moodustumise Gibbsi energia on null. Ainete moodustumise standardseid Gibbsi energiaid võib leida vastavatest teatmetest.
Keemilise reaktsiooni Gibbsi energia. Gibbsi energia on olekufunktsioon, s.t. selle muutus protsessis ei sõltu selle kulgemise rajast, vaid selle määravad süsteemi alg- ja lõppseisundid. Seetõttu saab keemilise reaktsiooni (3.10) Gibbsi energiat arvutada valemiga
Pange tähele, et järeldused reaktsiooni jätkamise põhivõimaluse kohta Δ r G-s on kohaldatavad ainult nendele tingimustele, mille jaoks arvutatakse reaktsiooni Gibbsi energia muutus. Kui tingimused erinevad standardist, siis saab võrrandi abil leida Δ r G van't Hoffi isotermid, mis gaaside vahelise reaktsiooni (3.10) jaoks on kirjutatud järgmiselt
(3.23)
ja soluutide vahel -
(3.24)
kus on vastavate ainete osalised rõhud; A-ga, B-ga, D-ga, c E - vastavate lahustunud ainete kontsentratsioon; a, b, d, e - vastavad stöhhiomeetrilised koefitsiendid.
Kui reageerivad ained on standardseisundis, muutuvad võrrandid (3.23) ja (3.24) võrrandiks
Näide 3.9. Tehke kindlaks reaktsiooni võimalus NH3 (g) + HCl (g) \u003d NH4Cl (k) standardsetes tingimustes temperatuuril 298,15 K, kasutades andmeid moodustumise standardsete entalpiate ja entroopiate kohta.
Otsus.Hessi seaduse esimese tagajärje põhjal leiame reaktsiooni standardse entalpia:
; reaktsioon on eksotermiline, seetõttu soosib entalpia komponent reaktsiooni.
Reaktsiooni entroopia muutuse arvutame võrrandi abil
Reaktsiooniga kaasneb entroopia vähenemine, mis tähendab, et entroopia komponent on reaktsioonile vastu.
Leiame protsessi Gibbsi energia muutuse võrrandi (3.16) kohaselt:
Seega võib see reaktsioon standardtingimustes spontaanselt kulgeda.
Näide 3.10.Kasutades standardsete moodustumisentalpiate ja entroopiate andmeid, määrake kindlaks, millisel temperatuuril toimub tasakaal süsteemis N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g).
Otsus. Süsteemi tasakaalutingimus on ΔG \u003d 0. Selleks leiame suhte (3.21) abil temperatuuri, mille juures ΔG \u003d 0. Arvutame reaktsiooni standardse entalpia ja entroopia:
Entalpia komponent on soodne ja entroopne komponent neutraliseerib reaktsiooni kulgu, mis tähendab, et teatud temperatuuril võib Gibbsi energia märk muutuda, st reaktsiooni suund kulgeb.
Tasakaalu tingimus kirjutatakse järgmiselt:
ΔG \u003d ΔH –TΔS,
või asendades arvväärtused, saame
0 \u003d - 92,38 - T (-198,3) 10-3.
Seetõttu on reaktsioon temperatuuril tasakaalus
TO.
Sellest temperatuurist madalamal kulgeb reaktsioon edasi ja üle selle vastassuunas.
Näide 3.11. Teatud temperatuuril T läheb endotermiline reaktsioon A® B praktiliselt lõpuni. Määrake: a) D r S reaktsiooni märk; b) märkige reaktsiooni B ® A DG temperatuuril T; c) reaktsiooni B ® A võimalus madalatel temperatuuridel.
Otsus. a) Reaktsiooni A ® B spontaanne esinemine näitab, et DG<0. Поскольку DН>0, siis võrrandist
DG \u003d DH - TDS, sellest järeldub, et DS\u003e 0; pöördreaktsiooniks B ® A DS<0.
b) Reaktsiooni А ® В DG jaoks<0. Следовательно, для обратной реакции при той же температуре DG>0.
c) Reaktsioon A endotermiline (DH<0), следовательно, обратная реакция В ® А экзотермическая. При низких температурах абсолютная величина члена TDS мала, так что знак DG определяется знаком DН. Следовательно, при достаточно низких температурах протекание реакции В ® А возможно.
Näide 3.12. Arvutage Gibbsi energia väärtus ja tehke kindlaks, kas reaktsioon CO + Cl 2 ÛCOCl 2 on võimalik temperatuuril 700 K, kui reaktsiooni tasakaalukonstant sellel temperatuuril on 10,83 atm -1 ja kõigi komponentide osalised rõhud on samad ja võrdsed ühtsusega.
Otsus.Seos reaktsiooni A + B Û C + D D r G 0 ja K p vahel on antud isotermivõrrandiga (3.22)
Kui iga reaktandi osaline rõhk on 1 atm, on see suhe vormis standardsetes tingimustes
Järelikult võib reaktsioon temperatuuril T \u003d 700 K kulgeda spontaanselt edasi.
Iseõppe küsimused ja ülesanded
1. Andke rahvusvahelises ühikute süsteemis, samuti atmosfääris, millimeetrites elavhõbedat ja Celsiuse kraadi vastavad rõhu ja temperatuuri arvväärtused, mis vastavad standard- ja normaalsetele tingimustele.
2. Millist tingimust täidavad riigi funktsioonid? Mis määrab olekufunktsiooni väärtuse muutuse protsessis?
3. Millised parameetrid on isobaarsete-isotermiliste ja isokooriliste-isotermiliste protsesside jaoks konstantsed?
4. Sõnasta esimene termodünaamika seadus.
5. Millistel tingimustel on protsessi soojuslik mõju: a) võrdne selle protsessi entalpia muutusega; b) on võrdne protsessi siseenergia muutusega?
6. Keemiline reaktsioon toimub suletud reaktoris. Milline oleku funktsioon muudab reaktsiooni termilist mõju?
7. Keemilise reaktsiooni käigus tõuseb süsteemi temperatuur. Kas see protsess on eksotermiline või endotermiline? Mis on selle protsessi entalpia muutuse märk (+) või (-)?
8. Sõnasta Hessi seadus.
9. Määratlege mõiste „aine moodustumise standardne entalpia” mõiste.
10. Millised on molekulaarse kloori ja α-Fe moodustumise standardsed entalpiad, püsivad temperatuuril 298 K?
11. Valge fosfori moodustumise standardne entalpia on null ja punane - (-18,41) kJ / mol. Milline allotroopsetest modifikatsioonidest on temperatuuril 25 ° C stabiilsem?
12. Sõnasta Hessi seaduse esimene tagajärg.
13. Andke määratlus "aine tavaline põlemisentalpia".
14. Milline on seos süsinikdioksiidi moodustumise standardentalpia ja stabiilse süsinikdioksiidi modifikatsiooni T \u003d 298 K korral grafiidi põlemisentalpia vahel?
15. Tooge 3 näidet spontaansetest keemilistest protsessidest.
16. Loetlege keemilise (tõelise) tasakaalu tunnused.
17. Too näiteid protsessidest, millega kaasnevad: a) entroopia suurenemine; b) entroopia vähenemine.
18. Milline märk peaks olema spontaanselt toimuva reaktsiooni entroopia muutusel, kui Δ r Н \u003d 0?
19. Milline märk peaks olema kaltsiumkarbonaadi termilise lagunemise reaktsiooni entroopia muutusel? Miks? Kirjuta reaktsioonivõrrand.
20. Milliseid reaktsioonis osalejate termodünaamilisi omadusi on vaja teada, et lahendada reaktsiooni võimalikkuse küsimus?
21. Gaaside vahelise eksotermilise reaktsiooniga kaasneb mahu suurenemine. Mida saab öelda sellise reaktsiooni võimalikkuse kohta?
22. Millisel järgmistest juhtudest on temperatuuri muutumisel võimalik reaktsiooni suunda muuta: a) DH<0, DS<0; б) DH>0, DS\u003e 0; c) DН<0, DS>0; d) DH\u003e 0, DS<0?
23. Leidke gaasilise väävel (IV) oksiidi hapnikuga oksüdeerumise standardne entalpia gaasiliseks väävel (VI) oksiidiks. SO2 - (-297 kJ / mol) ja SO3 - (-395 kJ / mol) moodustumise standardsed entalpiad.
Vastus: -196 kJ.
24. Märkige entroopia muutuse märk järgmistes reaktsioonides:
a) CO (G) + H2 (G) \u003d C (T) + H20 (G);
b) CO 2 (G) + C (T) \u003d 2CO (G);
c) FeO (T) + CO (G) \u003d Fe (T) + CO 2 (G);
d) H20 (W) \u003d H20 (G);
Vastus: a) (-); b) (+); c) (~ 0); d) (+); e) (-).
25. Leidke gaasilise väävel (IV) oksiidi hapnikuga oksüdeerumise standardne entroopia gaasiliseks väävel (VI) oksiidiks. SO 2 moodustumise standardsed entroopiad on (248 J / (mol K), S03 - (256 J / (mol K)), 02 - (205 J / (mol K).
Vastus: -189 J / K.
26. Leidke reaktsiooni entalpia benseeni sünteesimisel atsetüleenist, kui benseeni põlemisentalpia on (-3302 kJ / mol) ja atsetüleeni - (-1300 kJ / mol).
Vastus: - 598 kJ.
27. Leidke naatriumvesinikkarbonaadi lagunemisreaktsiooni standardne Gibbsi energia. Kas nendes tingimustes on võimalik spontaanne reaktsioon?
Vastus: 30,88 kJ.
28. Leidke reaktsiooni standardne Gibbsi energia 2Fe (T) + 3H 2 O (G) \u003d Fe 2 O 3 (T) + 3H 2 (G) (süsinikterase korrosiooni reaktsioon veeauruga). Kas nendes tingimustes on võimalik spontaanne reaktsioon?
Vastus: -54,45kJ.
29. Millisel temperatuuril toimub keemiline tasakaal süsteemis 2NO (g) + О 2 (g) Û 2NО 2 (g)?
Vastus: 777 K.
30. Leidke 1 g vee (aurustumise erisoojus) aurustamisprotsessi termiline mõju temperatuuril 298 K, kui Н 2 О (l) moodustumise standardne entalpia on (-285,84 kJ / mol) ja gaasiline - (-241,84 kJ) / mol).
Vastus: 2,44 kJ / g.
3.4 Praeguse ja vahepealse juhtimise ülesanded
I jagu
1. Süsinikdioksiidi moodustumise protsess hapniku grafiidi põletamisel võib toimuda kahel viisil:
I. 2C (gr) + 02 (g) \u003d 2CO (g); 2CO (g) + 2 \u003d 2CO 2 (g), D rN ° \u003d -566 kJ.
II. C (gr) + О 2 (g) \u003d СО 2 (g), D rN ° \u003d -393 kJ.
Leidke D f H ° (CO).
Vastus: -110 kJ / mol.
2. Arvutage süsinikmonooksiidi (CO) moodustumise entalpia ja põlemisentalpia järgmiste reaktsioonide põhjal:
I. 2C (gr) + 02 (g) \u003d 2CO (g), DrH ° \u003d -220 kJ.
II. 2CO (g) + 02 (g) \u003d 2C02 (g), DrH ° \u003d -566 kJ.
Vastus: -110 kJ / mol; -283 kJ / mol.
3. Leidke termokeemilisest võrrandist naatriumsulfiti moodustumise standardne entalpia
4Na2S03 (cr) \u003d 3Na2S03 (cr) + Na2S (cr) - 181,1 kJ,
kui a 
kJ / mol ja 
kJ / mol.
Vastus: -1090 kJ / mol.
4. Leidke metaani standardne põlemisentalpia, tuginedes reaktsioonile CH 4 (g) + 2О 2 (g) \u003d СО 2 (g) + 2Н 2 О (g), D r Н ° \u003d -802 kJ.
Vastus: -802 kJ / mol.
5. Ennusta, kas see on positiivne või negatiivne
muutus süsteemi entroopias reaktsioonides:
a) H20 (g) ® H20 (g) (temperatuuril 25 ° C);
b) CaCO 3 (t) ® CaO (t) + CO 2 (g);
c) N2 (d) + 3H2 (d) \u003d 2NH3 (d);
d) N2 (g) + 02 (g) \u003d 2NO (g);
e) Ag + (p-p) + Cl - (p-p) \u003d AgCl (t).
Andke selgitusi arvutusi tegemata.
Vastus: a) +; b) +; sisse) -; d) ~ 0; e) -.
6. Ennustage DS-süsteemi märki järgmises
protsessid:
a) 1 mol CCl4 (g) aurustamine;
b) Br 2 (d) → Br 2 (g);
c) AgCl (t) sadestamine NaCl (aq.) ja AgNO3 (aq.) segamisel.
Andke selgitus.
Vastus: a) +; b) -; sisse) -.
7. Kasutades ainete entroopiate absoluutväärtuste tabeliväärtusi standardsetes tingimustes (S °), võrrelge ainete absoluutarvude väärtusi temperatuuril 298 K mõlemas järgmises paaris:
a) 02 (g) ja 03 (g);
b) C (teemant) ja C (grafiit);
c) NaCl (t) ja MgCl2 (t).
Selgitage S ° erinevuse põhjust igal juhul.
8. Arvutage reaktsioonide jaoks D r S °
a) N2 (d) + 3H2 (d) \u003d 2NH3 (d); b) 2SO2 (g) + O2 (g) \u003d 2SO3 (g),
ainete absoluutsete entroopiate tabeliväärtuste kasutamine standardsetes tingimustes.
Vastus: a) -197,74 J / K; b) -188,06 J / K.
9. Absoluutarvu tabelarvude kasutamine
tropium (S °), arvutage D r S ° järgmiste protsesside jaoks:
a) CO (g) + 2H2 (g) \u003d CH30H (g);
b) 2HCl (g) + Br2 (g) \u003d 2HBr (g) + Cl2 (g);
c) 2N02 (g) \u003d N204 (g).
Kas D r S ° märk on igal juhul nõus sellega, mida kvalitatiivsete ideede põhjal peaks eeldama? Selgitage vastuseid.
Vastus: a) -218,83 J / K; b) 94,15 J / K; c) -175,77 J / K.
10. CO (g) moodustumise standardne entalpia on -110,5 kJ / mol. 2 mol CO (g) põlemisel eraldus 566 kJ soojust. Arvutama
Vastus: -393,5 kJ / mol.
11. Määrake 100 kg lubja veega kustutamisel eralduv soojushulk: CaO (k) + H 2 O (l) \u003d Ca (OH) 2 (k), kui moodustumise standardkuumus on CaO (k), H 2 O (l) , Ca (OH) 2 (q) on vastavalt -635,14; -285,84; -986,2 kJ / mol.
Vastus: -1165357,2 kJ.
12. Määrake vesinikperoksiidi (H 2 O 2) veeks ja hapnikuks lagunemise entalpia, kasutades järgmisi andmeid:
SnCl2 (p) + 2HCl (p) + H202 (p) \u003d SnCl4 (p) + 2H20 (g), DrH ° \u003d -393,3 kJ;
SnCl2 (p) + 2HCl (p) + 1 / 2O2 (g) \u003d SnCl4 (p) + H20 (g), DrH ° \u003d -296,6 kJ.
Vastus: - 96,7 kJ.
13. Arvutage 10 6 kg ammoniaagi tootmisel eralduva soojuse kogus päevas, kui
Vastus: -2,7. 10 9 kJ.
14. Tehke kindlaks järgmiste andmete põhjal:
P4 (cr) + 6CI2 (g) \u003d 4PCI3 (g), DrH ° \u003d -1272,0 kJ;
PCI3 (g) + Cl2 (g) \u003d PCI5 (cr), DrH ° \u003d -137,2 kJ.
Vastus: -455,2 kJ / mol.
15. Arvutage reaktsiooni entalpia muutus standardsetes tingimustes: H 2 (g) + 1 / 3O 3 (g) \u003d H 2 O (g), tuginedes järgmistele andmetele:
2O3 (g) \u003d 3O2 (g), DrH ° \u003d -288,9 kJ,
kJ / mol.
Vastus: -289,95 kJ.
16. Arvutage PbO moodustumise standardreaktsiooni entalpia, kasutades järgmisi andmeid:
1) 2Pb (cr) + 02 (g) \u003d 2Pb02 (cr) - 553,2 kJ;
2) 2PbO2 (cr) \u003d 2PbO (cr)) + 02 (g) + 117,48 kJ.
Vastus: -217,86 kJ / mol.
17. Arvutage CuCl moodustumise standardreaktsiooni entalpia, kasutades järgmisi andmeid:
1) CuCl2 (cr) + Cu (cr) \u003d 2 CuCl (cr) - 63,5 kJ;
2) Cu (cr) + Cl2 (g) \u003d CuCI2 (cr) - 205,9 kJ.
Vastus: 134,7 kJ / mol.
18. Arvutage vedelas olekus metüülalkoholi Δ f H °, teades järgmisi andmeid:
H2 (g) + 1 / 2O2 (g) \u003d H20 (g), DrH ° \u003d -285,8 kJ;
C (gr) + 02 (g) \u003d C02 (g), DrH ° \u003d -393,7 kJ;
CH30H (g) + 3 / 2O2 (g) \u003d C02 (g) + 2H20 (g), DrH ° \u003d -715,0 kJ.
Vastus: -250,3 kJ / mol.
19. Benseeni ja atsetüleeni standardsed põlemisentalpiad on vastavalt -3270 ja 1302 kJ / mol. Määrake atsetüleeni DrH ° muundumine benseeniks: 3C2H2 (g) \u003d C6H6 (g).
Vastus: -636 kJ.
20. Määrake raudoksiidi (III) moodustumise standardne entalpia, kui 20 g raua oksüdeerimisel eraldus 146,8 kJ soojust.
Vastus: -822 kJ / mol.
21. Arvutage 22,4 liitri ammoniaagi (NU) vastuvõtmisel eralduv soojushulk, kui
N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g), DrH ° \u003d -92 kJ.
Vastus: -46 kJ.
22. Määrake etüleeni Δ f H ° järgmiste andmete abil
C2H4 (g) + 3O2 (g) \u003d 2C02 (g) + 2H20 (g) -1323 kJ;
C (gr) + 02 (g) \u003d C02 (g) -393,7 kJ;
H2 (g) + 1 / 2O2 (g) \u003d H20 (g) -241,8 kJ.
Vastus: 52 kJ / mol.
23. Arvutage reaktsiooni entalpia F (g) + Li (g) \u003d F - (g) + Li + (g),
kui F (g) + e \u003d F - (g) -322 kJ / mol;
Li (g) \u003d Li + (g) + e +520 kJ / mol.
Vastus: 198 kJ.
24. Arvutage Hg2Br2 moodustumise standardreaktsiooni entalpia, kasutades järgmisi andmeid:
1) HgBr2 (cr) + Hg (l) \u003d Hg2Br2 (cr) - 37,32 kJ;
2) HgBr2 (cr) \u003d Hg (l) + Br2 (l) +169,45 kJ.
Vastus: -206,77 kJ / mol.
25. Arvutage naatriumvesinikkarbonaadi moodustumise standardne entalpia, kasutades järgmisi andmeid:
2NaHCO 3 (cr) \u003d Na2C03 (cr) + CO2 (g) + H20 (g) + 130,3 kJ,
kui a 
kJ / mol;
C (gr) + 02 (g) \u003d C02 (g) - 393,7 kJ; H2 (g) + 1 / 2O2 (g) \u003d H20 (g) -241,8 kJ.
Vastus: -947,4 kJ / mol.
26. Arvutage CaCO 3 moodustumise reaktsiooni standardne entalpia (cr), kasutades järgmisi andmeid:
Ca (OH) 2 (q) + CO 2 (g) \u003d CaCO 3 (cr) + 173,9 kJ;
C (gr) + 02 (g) \u003d C02 (g) - 393,7 kJ;
kJ / mol.
Vastus: -1206 kJ / mol.
27. Määrake reaktsiooni korral raud (III) oksiidi moodustumise standardne entalpia
2Fe + Al203 \u003d Fe203 + 2Al
iga 80 g Fe 2 O 3 kohta neeldub 426,5 kJ soojust, 
kJ / mol.
Vastus: -823 kJ / mol.
28. Kui palju soojust tuleb kulutada 11,2 kg raua saamiseks, kui vastavalt termokeemilisele võrrandile FeO (t) + H 2 (g) \u003d Fe (t) + H 2 O (g) + 23 kJ.
Vastus: 4600 kJ.
29. Leidke teemandi põlemissoojus, kui grafiidi standardne põlemissoojus on -393,51 kJ / mol ja soojus on
faasisiire C (grafiit) ® C (teemant) on
1,88 kJ / mol.
Vastus: -395,39 kJ / mol.
30. Kui palju soojust eraldub 1 kg punase fosfori muundamisel mustaks fosforiks, kui see on teada,
et punase ja musta fosfori moodustumise standardsed entalpiad on vastavalt -18,41 ja -43,20 kJ / mol.
Vastus: -800 kJ.
II jagu
Arvutage keemiliste reaktsioonide keemilise reaktsiooni Gibbsi energia standardmuutus temperatuuril 25 ° C standardsete moodustumisentalpiate ja absoluutsete entroopiate väärtuste põhjal ja tuvastage spontaanse reaktsiooni võimalus:
1,4 NH 3g + 5O2g \u003d 4NOg + 6H20G.
Vastus: -955,24 kJ; reaktsioon on võimalik.
2.SO2g + 2H2Sg \u003d 3S kuni + 2H20G.
Vastus: -107,25 kJ; reaktsioon on võimalik.
3,2H2Sg + 3O2g \u003d 2H20g + 2SO2g.
Vastus: -990,48 kJ; reaktsioon on võimalik.
4,2 NOg + O 3g + H201 \u003d 2HNO 3g.
Vastus: - 260,94 kJ; reaktsioon on võimalik.
5. 3Fe203c + COg \u003d 2Fe3O4k + CO2g.
Vastus: - 64,51 kJ; reaktsioon on võimalik.
6. 2CH3OHg + 3O2g \u003d 4H20g + 2CO2g.
Vastus: - 1370,46 kJ; reaktsioon on võimalik.
7.CH 4g + 3CO2g \u003d 4COg + 2H20 g.
Vastus: 228,13 kJ; reaktsioon on võimatu.
8. Fe203k + 3CO g \u003d 2Fe k + 3CO2g.
Vastus: -31,3 kJ; reaktsioon on võimalik.
9.C2H4g + 3O2g \u003d 2CO2g + 2H20G.
Vastus: -1313,9 kJ; reaktsioon on võimalik.
10,4NH 3g + 3O2g \u003d 6H20g + 2N2g.
Vastus: -1305,69 kJ; reaktsioon on võimalik.
11,4NO2g + O2g + 2H201 \u003d 4HNO3g.
Vastus: -55,08 kJ; reaktsioon on võimalik.
12,2 HNO 3g + NO g \u003d 3NO 2g + H20.
Vastus: -7,71 kJ; reaktsioon on võimalik.
13,2C2H2g + 5O2g \u003d 4CO2g + 2H20G.
Vastus: -2452,81 kJ; reaktsioon on võimalik.
14. Fe3O4k + 4H 2g \u003d 3Fe k + 4H20G.
Vastus: 99,7 kJ; reaktsioon on võimatu.
15. 2Fe2O3c + 3C c \u003d 4Fe c + 3CO2d.
Vastus: 297,7 kJ; reaktsioon on võimatu.
16. Fe3O 4k + 4CO g \u003d 3Fe k + 4CO2g.
Vastus: -14,88 kJ; reaktsioon on võimalik.
17,2H2Sg + O2g \u003d 2H201 + 2S K.
Vastus: -407,4 kJ; reaktsioon on võimalik.
18. Fe2O3k + 3H 2g \u003d 2Fe k + 3H20G.
Vastus: 54,47 kJ; reaktsioon on võimatu.
Arvutage keemiliste reaktsioonide temperatuuril 25 ° C toimuva keemilise reaktsiooni Gibbsi energia standardmuutus standardsete moodustumisentalpiate ja keemiliste ühendite absoluutsete entroopiate väärtuste põhjal ja määrake, millisel temperatuuril tasakaal süsteemis tekib.
19,4HCI g + O 2g ↔ 2Cl 2g + 2H 2 O g.
Vastus: -93,1 kJ; ~ 552 K.
20.Cl 2g + 2HI g ↔I 2c + 2HCl g.
Vastus: -194,0 kJ; ~ 1632 K.
21. SO 2g + 2CO g ↔ 2CO 2g + S c.
Vastus: -214,24 kJ; ~ 1462 K.
22. CH 4g + 2H20g ↔C02g + 4H2g.
Vastus: 113,8 kJ; ~ 959 K.
23. COg + 3H 2g ↔ CH 4g + H20.
Vastus: -142,36 kJ; ~ 963 K.
Arvutage keemilise reaktsiooni Gibbsi energia muutus temperatuuril 350 ° C standardsete moodustumisentalpiate ja keemiliste ühendite absoluutsete entroopiate väärtuste põhjal. D f H ° ja S ° sõltuvus temperatuurist tuleks jätta tähelepanuta. Tehke kindlaks spontaansete reaktsioonide võimalus:
24,2RH 3g + 4O2g \u003d P205k + 3H20G.
Vastus: 1910,47 kJ; reaktsioon on võimalik.
25. Cl2g + SO2g + 2H20 w \u003d H2S04 w + 2HCl g.
Vastus: -80,0 kJ; reaktsioon on võimalik.
26. P 2 O 5k + 5C k \u003d 2P k + 5CO g.
Vastus: 860,0 kJ; reaktsioon on võimatu.
27,2CO g + SO 2g \u003d S k + 2CO 2g.
Vastus: -154,4 kJ; reaktsioon on võimalik.
28. CO 2g + 4H 2g \u003d CH 4g + 2H20.
Vastus: -57,9 kJ; reaktsioon on võimalik.
29. NO g + O 3g \u003d O 2g + NO 2g.
Vastus: -196,83 kJ; reaktsioon on võimalik.
30. CH 4g + 2O2g \u003d C02g + 2H20.
Vastus: -798,8 kJ; reaktsioon on võimalik.
Üks olulisemaid termodünaamika abil lahendatud probleeme on keemilise protsessi spontaanse voolu põhimõttelise võimaluse (või võimatuse) kehtestamine.
Nagu varem mainitud, soodustab keemilise protsessi kulgu süsteemi entroopia suurenemine. Entroopia suurenemine saavutatakse osakeste eraldamise, keemiliste sidemete purustamise, kristallvõre hävitamise, ainete lahustamise jne abil. Kuid kõigi nende protsessidega kaasneb paratamatult süsteemi entalpia suurenemine, mis takistab protsessi jätkamist. Ilmselt on keemilise protsessi põhimõttelise võimaluse probleemi lahendamiseks vaja samaaegselt arvestada muutustega nii süsteemi entroopias kui ka entalpias. Konstantse temperatuuri ja rõhu korral kasutatakse selleks termodünaamilist funktsiooni, mida nimetatakse Gibbsi vabaks energiaks (mõnikord lihtsalt Gibbsi energiaks). Gibbsi vaba energia (G) on seotud entalpia ja entroopiaga järgmise võrrandi abil:
Gibbsi energia muutus süsteemi üleminekul algseisundist lõppseisundisse määratakse seosega:
ΔG \u003d ΔH - TΔS
Kuna võrrand kehtib muutumatul temperatuuril ja rõhul kulgevate protsesside korral, nimetatakse funktsiooni G isobaar-isotermiline potentsiaal... Saadud võrrandis hindab ΔН väärtus entalpiafaktori mõju ja ТΔS - entroopiateguri mõju protsessi võimalusele. Füüsikalise tähenduse järgi on Gibbsi vaba energia see osa ΔН-st, mille teatud tingimustel saab muuta süsteemi tööks väliste jõudude vastu. Ülejäänud ΔН, mis on võrdne ТΔS, tähistab "mittevaba" energiat, mis suurendab süsteemi entroopiat ja mida ei saa tööks muuta. Gibbsi vaba energia on mingi potentsiaal, mis määrab keemilise protsessi liikumapaneva jõu. Nagu füüsikalised potentsiaalid (elektrilised, gravitatsioonilised), väheneb ka Gibbsi energia protsessi spontaansel kulgemisel, kuni see saavutab minimaalse väärtuse, mille järel protsess peatub.
Laske mingil reaktsioonil (tasakaalustamata protsess) toimuda süsteemis spontaanselt püsiva rõhu ja temperatuuri juures. Sel juhul ΔH< TΔS, соответственно ΔG <0. Таким образом, изменение функции Гиббса может служить критерием при определении направления протекания реакций: isoleeritud või suletud süsteemis konstantsel temperatuuril ja rõhul toimuvad spontaanselt reaktsioonid, mille puhul Gibbsi vaba energia muutus on negatiivne (ΔG< 0).
Las süsteemis kulgev reaktsioon on pöörduv. Siis on antud tingimustes otsene reaktsioon põhimõtteliselt teostatav, kui ΔG< 0, а обратная - если ΔG > 0; kui ΔG \u003d 0, on süsteem tasakaalus. Eraldatud süsteemide korral ΔН \u003d 0, seega ΔG \u003d - TΔS. Sellel viisil, isoleeritud süsteemis tekivad spontaanselt protsessid, mis toovad kaasa entroopia suurenemise (teine \u200b\u200btermodünaamika seadus).
Kuna süsteemi entalpia on lisatud Gibbsi energia võrrandisse, on selle absoluutväärtust võimatu kindlaks määrata. Konkreetse reaktsiooni kulgemisele vastava vaba energia muutuse arvutamiseks kasutatakse koostoimes osalevate ühendite moodustumise Gibbsi energiaid. Ühendi moodustumise Gibbsi energia (ΔG f) on vaba energia muutus, mis vastab antud ühendi mooli sünteesile lihtsatest ainetest. Standardtingimustele viidatud Gibbsi ühendite moodustumise energiaid nimetatakse standardseteks ja tähistatud sümboliga. Väärtused on toodud teatmekirjanduses; neid saab arvutada ka moodustumisentalpiate ja vastavate ainete entroopiate väärtuste põhjal.
Näide 1. Fe 3 O 4 jaoks on vaja arvutada, kui selle ühendi moodustumise entalpia on teada ΔH umbes f (Fe 3 O 4) \u003d -1117,13 kJ / mol ning raua, hapniku ja Fe 3 O 4 entroopiad on võrdsed 27,15; 205,04 ja 146,19 J / mol. K. vastavalt
(Fe3O4) \u003d (Fe3O4) - T ·,
kus Δ on entroopia muutus reaktsiooni käigus: 3Fe + 2O2 \u003d Fe3O4
Entroopia muutus arvutatakse järgmise võrrandi abil:
Δ \u003d (Fe304) - \u003d
146,19 - (3,27,15 + 2,205,04) \u003d -345,3 (J / mol . TO);
Δ \u003d -0,34534 kJ / mol K
(Fe304) \u003d -1117,13 - 298 (-0,34534) \u003d -1014,2 (kJ / mol)
Saadud tulemus võimaldab meil järeldada, et reaktsioon on põhimõtteliselt võimalik standardsetes tingimustes. Sel juhul soosib reaktsiooni entalpiafaktor (< 0), а энтропийный - препятствует (Т < 0), но не может увеличить до положительной величины
Kuna G on olekufunktsioon, siis reaktsiooni korral: aA + bB \u003d dD + eE, saab Gibbsi energia muutuse määrata võrrandiga
\u003d Σi (pr) - Σj (reageerima)
Näide 2. Hinnakem osooni tekitamise põhivõimalust lämmastikhappe ja hapniku koostoimel (standardtingimused) vastavalt võrrandile:
4HNO3 (g) + 5O2 (g) \u003d 4O3 (g) + 4NO2 (g) + 2H20 (g)
Arvutame Gibbsi energia muutuse standardsetes tingimustes:
= - =
4 162,78 + 4 52,29 - \u003d 1179,82 (kJ)
Reaktsiooni spontaanne kulgemine standardsetes tingimustes on põhimõtteliselt võimatu. Samal ajal saab lämmastikdioksiidi osooniga oksüdeerida lämmastikhappeks, kuna pöördreaktsiooni korral on ΔG väärtus negatiivne.
KEEMILINE KINETIKA
S on süsteemi olekufunktsioon, mida nimetatakse entroopia. Entroopia iseloomustab süsteemi seisundi häire (kaose) astet. Entroopiaühikud on J / (mol · K).
Ainete absoluutne entroopia ja protsesside entroopia muutus
Absoluutsel nulltemperatuuril (T \u003d 0 K) on mis tahes puhta lihtsa aine või ühendi ideaalse kristalli entroopia null. S-i kadumine 0 K juures võimaldab arvutada ainete entropiate absoluutväärtusi eksperimentaalsete andmete põhjal soojusvõimsuse sõltuvuse temperatuurist.
Entroopia muutust protsessis väljendab võrrand:
S \u003d S (jätkub) - S (välja),
kus S (prod.) ja S (out.) on vastavalt reaktsiooniproduktide ja lähteainete absoluutsed entroopiad.
Kvalitatiivselt märk S-reaktsioone saab hinnata süsteemi mahu muutmisegaV protsessi tulemusena. MärkV määratakse gaasiliste reaktiivide aine koguse muutuse järgin niisiis, reaktsiooni jaoks CaCO 3 (k) \u003d CaO (k) + CO 2 (g):
(n r \u003d 1) V\u003e 0, seega S\u003e 0.
Reaktsiooni jaoks C (grafiit) + 2H2 (g) \u003d CH4 (g)
(D n r \u003d -1) V Seega 0S 0.
Standardne entroopia
Entroopia väärtustele viidatakse tavaliselt standardseisundile. Kõige sagedamini on S arvestatakse temperatuuril P \u003d 101,325 kPa (1 atm) ja temperatuuril T \u003d 298,15 K (25 umbes C). Entroopiat tähistatakse sel juhulS umbes 298 ja seda nimetatakse standardseks entroopiaks T \u003d 298,15 K. Tuleb rõhutada, et aine entroopiaS (S o) suureneb temperatuuri tõustes.
Hariduse standardne entroopia
Formatsiooni standardne entroopia S о f, 298 (või S o arr, 298) on entroopia muutus antud aine (tavaliselt 1 mol) moodustumisel tavalises olekus lihtsatest ainetest, mis on samuti standardses olekus.
Gibbsi energia
G on süsteemi olekufunktsioon, mida nimetatakse gibbsi energia . Gibbsi energia on võrdne järgmisega:
Gibbsi energia absoluutväärtust on võimatu määrata, kuid muutuse on võimalik arvutada G protsessi tulemusena.
Protsessi spontaanse kulgemise kriteerium: süsteemides, mis asuvad punktis P, T \u003d konst, saavad spontaanselt edasi minna ainult protsessid, millega kaasneb Gibbsi energia vähenemine
(G 0). Süsteemis tasakaalu saavutamiselG \u003d 0.
Standardne Gibbsi moodustumisenergia
Gibbsi standardne moodustumisenergia G о f, 298 (või G o arr, 298) on Gibbsi energia muutus antud aine (tavaliselt 1 mol) moodustumisel standardses olekus lihtsatest ainetest, mis on samuti standardseisundis, ja lihtsad ained esinevad antud temperatuuril kõige termodünaamiliselt stabiilsemates olekutes.
Lihtsate ainete puhul, mis on kõige termodünaamiliselt stabiilsemas vormis, G umbes f, 298 \u003d 0.
Entalpia, entroopiategur ja protsessi suund
Analüüsime võrrandit G o T \u003d N o T - TS o T. Madalatel temperatuuridel TS umbes T on väike. Seetõttu on märk G o T määratakse peamiselt väärtuse järgi H umbes T (entalpiafaktor). Kõrgel temperatuuril TS о Т - suur väärtus, märk D G umbes T määratakse ka entroopiateguriga. Sõltuvalt entalpia suhtest ( H umbes T) ja entroopia (TS o T) tegurid, protsesside jaoks on neli võimalust.
Näited probleemide lahendamisest
Termodünaamiliste võrdlusandmete abil arvutage reaktsiooni entroopia muutus temperatuuril 298,15 K:4NH 3 (g) + 5O 2 (g) \u003d 4NO (g) + 6H20 (g).
Selgitage S® märki ja suurust.
Otsus. Lähteainete ja reaktsioonisaaduste standardsete entropiate väärtused on toodud allpool:
S o chr, 298 \u003d 4S o 298 (NO (g)) + 6S o 298 (H20 (g)) - 4S o 298 (NH3 (g)) - 5S o 298 (02 (g)) \u003d 4 × 210,64 + 6 × 69,95 - 4 × 192,66 - 5 × 205,04 \u003d - 533,58 J / K
Selles reaktsioonis oli V 0 (n r \u003d - 5) ja seetõttuS o õlimaal, 298
... Termodünaamiliste võrdlusandmete abil arvutage NH 4 NO moodustumise standardne entroopia 3 (j). Kas NH 4 NO moodustumise standardne entroopia erineb 3 (k) selle ühendi standardset entroopiat?Otsus. Tekke NH 4 NO 3 standardne entroopia entroopia muutus protsessis on vastutav:
N (d) + 2H 2 (g) + 3 / 2O 2 (g) \u003d NH4NO 3 (j); S f, 298 (NH4N03 (k)) \u003d?
Lähteainete ja reaktsioonisaaduste standardsete entropiate väärtused on toodud allpool:
S o ch.r., 298 \u003d S o f, 298 (NH4 NO 3 (k)) \u003d S o 298 (NH4 NO 3 (k)) - S o 298 (N 2 (g)) - 2S umbes 298 (H 2 (d)) - 3 / 2S umbes 298 (O 2 (d)) \u003d 151,04-191,50-2 × 130,52-3 / 2 × 205,04 \u003d - 609,06 J / (mol · K).
NH4N03 (k) moodustumise standardne entroopia, võrdne - 609,06 J / (mol K), erineb ammooniumnitraadi standardostroopiast S o 298 (NH4 NO 3 (k)) \u003d +151,04 J / (mol K) nii suurusjärgus kui ka märgis. Tuleb meeles pidada, et ainete standardsed entroopiad S umbes 298 on alati suurem kui , samas kui väärtusedS 0f, 298 on reeglina vahelduvad märgid.
Reaktsiooni Gibbsi energia muutus2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2 H 2 O (g)
võrdub G-ga umbes 298 \u003d -474,46 kJ. Ilma termodünaamiliste arvutuste tegemiseta tehke kindlaks, millise teguriga (entalpia või entroopia) see reaktsioon kulgeb 298 K juures ja kuidas temperatuuri tõus mõjutab selle reaktsiooni kulgu.
Otsus. Kuna vaadeldava reaktsiooni kulgemisega kaasneb märkimisväärne mahu vähenemine (67,2 I lähteainest moodustub 36 ml vedelat vett), siis muutus reaktsiooni S entroopias S umbes<0. Поскольку G umbes 298 reaktsioon on väiksem kui , siis võib see temperatuuril 298 K toimuda ainult entalpiafaktori tõttu. Temperatuuri tõus vähendab veetasakaalu tasakaalu, kuna TS umbes<0.
Kasutades termodünaamilisi võrdlusandmeid, tehke kindlaks, kas reaktsioon võib spontaanselt kulgeda 298,15 K juures:C 4 H10 (g) \u003d 2C2H4 (g) + H2 (g).
G o ch.r., 298 \u003d 2G o f, 298 (C2H4 (g)) + G umbes f, 298 (H2 (g)) - G umbes f, 298 (C4H10 (g)) \u003d 2 × 68,14 + 17,19 \u003d 153,47 kJ.
G o keemia, 298\u003e 0, siis T \u003d 298,15 K juures reaktsioon spontaanselt ei edene.
S o chr, 298 \u003d 2S o 298 (C2H4 (g)) + S umbes 298 (H2 (g)) - S umbes 298 (C4H10 (g)) \u003d 2 × 219, 45 + 130,52 - 310,12 \u003d +259,30 J / K.
Kuna S o ch.r., 298\u003e 0, seejärel temperatuuril T\u003e H o / S g väärtus o keemia, 298 muutub negatiivseks ja protsess saab edasi minna spontaanselt.
Kasutades võrdlusandmeid teemal G o f, 298 ja S umbes 298, määratle H umbes 298 reaktsiooni N20 (d) + 3H 2 (g) \u003d N2H 4 (d) + H20 g).Otsus. Gibbsi standardenergia ja lähteainete ning reaktsioonisaaduste entropiate väärtused on toodud allpool:
G o ch.r., 298 \u003d G o f, 298 (N2H4 (g)) + G o f, 298 (H20 (g)) - G o f, 298 (N20 (g)) - 3 G umbes f, 298 (H2 (d)) \u003d 159,10 + (–237,23) - 104,12–0 \u003d –182,25 kJ.
S o ch.r., 298 \u003d S ® 298 (N 2 H 4 (g)) + S ® 298 (H 2 O (l)) - S ® 298 (N 2 O (g)) - 3 S ® 298 (H 2) (d)) \u003d 238,50 + 69,95 - 219,83 –3 × 130,52 \u003d –302,94 J / K.
G umbes 298 \u003d Nr 298 - T S. umbes 298 ... Asendades sellesse võrrandisse väärtused H umbes 298 ja T S umbes 298, saame:
N umbes 298 \u003d –182,25 × 103 + 298 · (–302,94) \u003d –272526,12 J \u003d - 272,53 kJ.
Tuleb rõhutada, et kuna S umbes 298 on väljendatud J / (mol × K), siis arvutuste tegemiselG 0 298 samuti on vaja väljendada J-s või kogusesS 0 298 esindama kJ / (molK).
Ülesanded iseseisvaks lahenduseks
11,1 S o f, 298 NaHCO 3 (j).
11.2. Valige protsess, mille Gibbsi energia muutus vastab NO 2 moodustumise standardsele Gibbsi energiale (g):
a) EI ( d) + 1 / 2O2 (g) \u003d EI 2 (d);D
V\u003e 0 (D n r \u003d 7),seega D S o keemia, 298\u003e 0, mida kinnitab arvutus.
11.4. Määrake võrdlusandmete abil põhiline võimalus reaktsiooni jätkamiseks temperatuuril 298,15 K:
NiO (j) + C (grafiit) \u003d Ni (k) + CO d).
Kui reaktsioon ei kulge spontaanselt temperatuuril 298,15 K, hinnake selle kulgemise võimalust kõrgematel temperatuuridel.
11.5. Arvutage moodustumise standardne Gibbsi energia DG o, 298 C2H5OH (g) võrdlusandmete kasutamine DH väärtuste f, 298 ja S umbes 298 korral.
11.6. Määrake võrdlusandmete abil moodustumise standardne entroopia Seega toimub spontaanselt kaks protsessi.
Kuna väärtus D G o veel 1 negatiivne,
siis kulgeb magneesiumi redutseerimisprotsess efektiivsemalt 298 K juures.
11.8. Kasutades võrdlusandmeid S väärtuste kohta 298, määrake spontaanse voolu võimalus isoleeritud süsteemis protsessi 298 K juures:
KClO3 (k) \u003d KCI (k) + 3 / 2O2 (k).
11.9. Arvutage võrdlusandmete abil protsessi entroopia muutus 298 K juures: 11.10. Hinnake võrdlusandmete põhjal WO 3 (k) vesinikuga redutseerimise temperatuuri: © Venemaa Keemiatehnoloogia Ülikooli loodusteaduskond DI. Mendelejev. 2013
H2 (g) + 1 / 2O2 (g) \u003d H20 (g).
WO 3 (q) + 3H2 (g) \u003d W (q) + 3H20 (g).
Standardne Gibbsi reaktsioonienergia on võrdne reaktsiooniproduktide standardsete Gibbsi energiate summaga, millest lahutatakse lähteainete Gibbsi standardenergia energiate summa, võttes arvesse reaktsioonivõrrandi stöhhiomeetrilisi koefitsiente.
kus - reaktsiooni standardne Gibbsi energia,
-
reaktsiooniproduktide standardse Gibbsi energia summa,
- lähteainete standardse Gibbsi energia summa,
n, n /- lähteainete ja lõppsaaduste stöhhiomeetrilised koefitsiendid reaktsiooni võrrandis.
Gibbsi energia standardväärtused 1 mooli aine kohta T \u003d 298 K juures on toodud käsiraamatu / 5 tabelis 44; 6, tabel 1 /.
Otsus:
1) Gibbsi energia arvutamine.
Leiame teatmeteosest / 5, tabelist 44, reaktsiooniainete standardsete Gibbsi energiate väärtused:
a) reaktsioonisaadused
,
b) lähtematerjalid
,
.
Rakendades võrrandit (63), saame:
Järeldus... Saadud Gibbsi energia väärtus () näitab, et see reaktsioon suletud süsteemis võib kulgeda standardsetes tingimustes edasi.
2) Helmholtzi energia arvutamine.
Isokoorse-isotermilise potentsiaali arvutamiseks võtke arvesse Gibbsi energia ja Helmholtzi energia suhet:
, 
aga.
need. 
.
Kui reaktsioonis osalevad ainult kondenseerunud faasid (tahked ja vedelad ained), siis maht muutub DV on võrdne nulliga.
Kui reaktsioonis osalevad gaasilised saadused, ei saa mahu muutumist unarusse jätta.
Vaatleme lihtsamat juhtumit, kui reaktsioonis osalevad gaasid järgivad ideaalse gaasi seadusi. Siis saame Clapeyroni-Mendelejevi võrrandi järgi kirjutada PDV \u003d DnRT.
Dn \u003d n kon - n ref,
kus n con on gaasiliste lõpptoodete moolide arv;
n ref - gaasiliste lähteainete moolide arv.
Meie näites on ainult üks gaasiline toode - süsinikdioksiid, seega Dn= 0 - 1= - 1.
Järeldus... Kuna arvutuse tulemusena saadud väärtus DF<0, то в изохорно-изотермическом процессе в закрытой системе будет протекать самопроизвольный процесс.
· Gibbsi energia leidmiseks võib kasutada võrrandit (56), mis võimaldab arvutada nii standardsetes tingimustes kui ka mis tahes muul temperatuuril.
Näide 2... Arvutage Gibbsi ja Helmholtzi energia T 1 \u003d 298 K ja T 2 \u003d 473 K, püsirõhul 1,013 × 10 5 Pa reaktsiooni jaoks:
Kuidas mõjutab temperatuuri tõus selle reaktsiooni suunda?
Otsus... Arvutamiseks Peadirektoraat reaktsiooni korral kasutame võrrandit (56):
,
kus DH ja DS - vastavalt reaktsiooni entalpia ja entroopia muutus antud temperatuuril:
ja) T\u003d 298 K.
Määrake reaktsiooni standardentalpia muutus D r H 0(298) (arvutus on esitatud jaotise 1.3.3 näites 1): D r H 0(298) \u003d -170,42 kJ.
D r S 0(298) (arvutus on esitatud jaotise 1.5.4 1. näites): D r S 0(298) \u003d -133,77 J.
Järeldus... Gibbsi standardenergia arvutamine eelmises näites toodud võrdlusandmete põhjal ja selles näites toodud võrrandi (56) abil arvutamine praktiliselt langevad kokku. Suhteline viga on:
Maksmine DF(298) vrd. samas jaotises, näide 1.
b) T \u003d 473 K.
Määrake reaktsiooni entalpia muutus D r H(473) (arvutus on esitatud jaotise 1.4.2 näites 2):
D r H(473) \u003d -125,79 kJ.
Määrake reaktsiooni entroopia muutus D r S(473) (arvutus on toodud jaotise 1.5.4 1. näites):
D r S(473) \u003d -12,9 J.
Asendage saadud andmed võrrandisse (56):
Maksmine DFteostatakse vastavalt võrrandile (64):
Järeldus... Vastuse probleemi viimasele küsimusele määrab märk D r Sja D r H (vt tabel 1). Meie puhul, s.t. võrrandis liige ( -
TDS) sest meie reaktsioon on positiivne. Seetõttu temperatuuri tõusuga Tisobaarilis-isotermilises protsessis väärtus D r G suureneb (st muutub vähem negatiivseks). See tähendab, et temperatuuri tõus takistab kaalutletud reaktsiooni edasiliikumist.
Isokoor-isotermilises protsessis täheldatakse sarnaseid suundumusi ka Helmholtzi energia suhtes.
.
Teisendame selle võrrandi 
ja integreerida:
.
Kui a T 1 \u003d 298 K, siis saab võrrandi kuju:
või 
(65)
Selle meetodi järgi Gibbsi energia arvutamiseks on kolm võimalust, sõltuvalt täpsuse astmest.
Esimene võimalus... Oletame, et reaktsiooni entroopia ei sõltu temperatuurist, s.t. D r S 0(298) \u003d D r S (T 2), siis:
Saadud arvutustulemus annab olulise vea.
Näide 3... Arvutage Gibbsi energia reaktsiooni jaoks pakutud meetodi abil:
Millal T 2 \u003d 473 K, püsirõhul 1,013 × 105 Pa.
Otsus.
Gibbsi standardenergia leiame võrrandi (63) abil (vt näide 1 jaotises 1.5.8.): D r G 0 (298) = -130,48 kJ.
Määrake reaktsiooni standardse entroopia muutus D r S 0(298) (arvutus on toodud jaotise 1.5.4 1. näites): D r S 0(298) \u003d -133,77 J.
Asendame saadud andmed võrrandisse (66) ja teostame arvutuse:
Järeldus... Arvutustulemus erineb punkti 1.5.8 näite 2 b tulemusest, kuna viimane variant on ligikaudne, vee faasisiiret ei arvestata.
Teine võimalus.Oletame, et reaktsiooni entroopia sõltub temperatuurist
või.
Kui soojusvõimsus ei sõltu temperatuurist D r С Р = konst, siis pärast integratsiooni on meil:
Asendage saadud väärtus D r S(T) jaotises (65):
Pärast integreerimist saame:
võttes arvesse reaktsiooni entroopia sõltuvust temperatuurist.
Otsus.
Me määratleme D r C P reaktsioonid vastavalt Hessi seaduse esimesele tagajärjele:
Kasutame käsiraamatus / 5, tabelis toodud üksikute ainete standardsete isobaariliste soojusvõimsuste väärtusi. 44 /:
a) reaktsioonisaadused:
b) lähteained:
,
.
Selle reaktsiooni Gibbsi standardenergia arvutamine on esitatud jaotise 1.5.8 1. näites. D r G 0 (298) = -130,48 kJ.
Selle reaktsiooni standardse entroopia arvutamine on esitatud jaotise 1.5.4 1. näites. D r S 0(298) \u003d -133,77 J.
Asendades saadud väärtused (67), saame:
Järeldus: ka see arvutus on ligikaudne, s.t. see ei võta arvesse soojusvõimsuse sõltuvust temperatuurist, kuid see on täpsem kui esimene eespool käsitletud meetod.
Sellest lähtuv näide on keerulisem, kuna ühe aine, nimelt vee jaoks kavandatud temperatuurivahemikus toimub faasimuutus, mida tuleb arvestada. See raskendab arvutamist ja muudab selle kohmakaks.
Sellistel juhtudel saab Gibbsi energiat arvutada valemi (56) abil. See arvutus on toodud jaotise 1.5.8 2. näites.
Praktikas kasutatakse Gibbsi energia arvutamiseks sageli Temkini - Schwarzmani meetodit (1946), mis võimaldab standardse Gibbsi energia 298 K juures ümber arvutada mis tahes temperatuuri / 1, 4, 7, 8 / korral.
Näide 5. Arvutage Gibbsi energia muutus 0,005 m 3 hapniku isotermiliseks kokkusurumiseks R 1\u003d 0,1013 × 10 5 Pa kuni R 2\u003d 1,013 × 10 5 Pa ( T= 0 ° C), pidades hapnikku ideaalseks gaasiks.
Otsus.Mendelejevi-Clapeyroni võrrandist leiame reaktsioonis osalevate hapniku moolide arvu:
Määramiseks Peadirektoraatkasutame valemit (58):
.
Sest protsess toimub kell T \u003dconst, siis on teine \u200b\u200btermin võrdne nulliga. Arvutamine toimub vastavalt valemile dG \u003d VdP.
Mendelejevi-Clapeyroni võrrandist väljendame V:
Asendame:
Integreerime ja asendame need ülesanded:
Järeldus.Hapniku isotermilise kokkusurumise korral ei saa protsess spontaanselt edasi minna.
Näide 6. Jää sulamise kuumus temperatuuril 0 ° C on 335 J / g. Vee erisoojusvõimsus on. Jää erisoojusvõime on. Leidma DG, DH, DS1 mooli - 5 0 СС temperatuuril ülejahutatud vee jääks muundamise protsessiks.
Otsus. Ülijahutatud vedelik ei ole tahke faasiga tasakaalus. Vaatlusalune protsess ei ole staatiline, seetõttu on ülijahutatud vedeliku kristalliseerumiskuumusest entalpiat ja entroopiat arvutada võimatu.
Nende funktsioonide arvutamiseks asendame mittestaatilise protsessi mõtteliselt kolme kvaasistaatilise protsessiga, mille tulemusel jõuab süsteem algseisundist lõplikku.
1. protsess. Kuumutamine pöörduval viisil 1 mol vett külmumispunktini. Sel juhul muutub entalpia ja entroopia muutus võrrandite (26) ja (36) järgi:
,
kus C P - vee molaarne soojusvõime,
Asendades ülesande andmed valemitesse, saame:
2. protsess. Vee kristallimine temperatuuril 0 ° C (273 K). Probleemi tingimustes antakse konkreetne termotuumasünteesi soojus ( DН pl.), s.t. 1 g vee tahke faasi vedelasse faasi ülemineku soojus.
Sest 
,
siis 
,
kus DH 2- 1 mooli vee kristalliseerumiskuumus,
DН pl. löögid on probleemis antud eriline termotuumasüntees,
M Kas vee molaarmass.
Siis 
.
Faasisiirde entroopia arvutatakse valemiga (47):
.
Asendame andmed ja saame:
3. protsess. Jää pöörduv jahutamine vahemikus 273 kuni 268 K. Entalpia ja entroopia arvutamine toimub sarnaselt esimese protsessiga.
, 
,
kus C P - jää molaarne soojusvõime,
Andmete asendamisel saame:
Üldine entalpia ja entroopia muutus isobaarses protsessis
Gibbsi energia muutus vaadeldavas protsessis arvutatakse valemiga (56).
Järeldus. Arvutustulemused näitavad, et kui 1 mol ülejahutatud vett muundub jää entalpiaks ja entroopia süsteemis väheneb. See tähendab, et spontaanne protsess on antud juhul võimalik ainult madalatel temperatuuridel, kui Gibbsi energia Peadirektoraat omandab negatiivsed väärtused (vt tabel 2), mida vaatleme oma näites.
Küsimused enesekontrolliks:
1. Andke spontaansete protsesside määratlus.
2. Milliseid protsesse nimetatakse tasakaaluks?
3. Termodünaamika teise seaduse põhisõnastused. Selle matemaatiline väljend.
4. Millised on termodünaamika teise seaduse võimalused?
5. Tuletage termodünaamika ühtse seaduse valem.
6. Mis on entroopia füüsiline tähendus?
7. Kuidas muutub entroopia tasakaalu protsessides?
8. Kuidas muutub entroopia spontaansetes protsessides?
9. Millistes süsteemides võib entroopia muutus olla füüsikalis-keemiliste protsesside suuna mõõt?
10. Milline on ühe aine kolme agregaatseisundi molaarsete entroopiate suhe: gaas, vedelik, tahke aine?
11. Eraldatud süsteemis toimub keemiline reaktsioon spontaanselt teatud koguse lõppsaaduse moodustumisel. Kuidas muutub süsteemi entroopia?
12. Millistes tingimustes saab entroopiat kasutada funktsioonina, mis määrab protsessi suuna?
13. Milline on reaktsiooni entroopia sõltuvus protsessi tingimustest (temperatuuri, rõhu, mahu mõju)?
14. Kuidas arvutatakse reaktsiooni entroopia?
15. Miks võeti kasutusele termodünaamilised potentsiaalid?
16. Mis on Gibbsi energia, Helmholtzi energia füüsiline tähendus?
17. Millistes süsteemides võib isobaariline muutus olla isotermiline potentsiaal füüsikalis-keemiliste protsesside suuna mõõtmiseks?
18. Millistes süsteemides võib isokoorse muutus - isotermiline potentsiaal olla füüsikalis-keemiliste protsesside suuna mõõt?
19. Tänu sellele tehakse keemilise reaktsiooni kõige kasulikum töö püsival rõhul ja temperatuuril
20. Millistes reaktsioonides omandavad Gibbsi energia ja Helmholtzi energia samad väärtused?
21. Kuidas sõltub keemilise reaktsiooni Gibbsi energia muutus temperatuurist?
22. Protsess toimub konstantse temperatuuri ja rõhu tingimustes suletud süsteemides. Milline termodünaamiline potentsiaal tuleks valida kriteeriumiks spontaanse protsessi tekkimiseks nendes tingimustes?
23. Kuidas muutub Gibbsi energia, kui reaktsioon kulgeb suletud süsteemis konstantsel rõhul ja temperatuuril vasakult paremale?
24. Kuidas muutub Gibbsi energia, kui reaktsioon kulgeb suletud süsteemis paremalt vasakule konstantsel rõhul ja temperatuuril?
25. Vedelik muutub teatud temperatuuril ja rõhul auruks. Milline on selle protsessi peadirektoraadi ja DF suhe?
26. Kuidas toimub keemilise reaktsiooni maksimaalne kasulik töö püsiva mahu ja temperatuuri juures?
27. Milline termodünaamiline potentsiaal tuleks valida reaktsiooni suuna kriteeriumiks, kui see toimub suletud autoklaavis püsival temperatuuril? Mis on selle potentsiaali abil väljendatud protsessi spontaanse voolamise tingimus?
28. Kuidas sõltub süsteemi Helmholtzi energia (isokoorne - isotermiline potentsiaal) püsiva temperatuuri ruumalast (kui ainus töö tüüp on paisutöö)? Kirjutage sõltuvuse matemaatiline avaldis.
29. Milliste konstantsete termodünaamiliste parameetrite korral võib entalpia DH muutus olla spontaanse protsessi suuna kriteerium? Milline DH märk nendes tingimustes viitab spontaansele protsessile?
30. Tasakaalussüsteem koosneb kolmest osast, millest kummalgi on kindel entroopia: S 1, S 2, S 3. Kuidas saab väljendada süsteemi kui terviku entroopiat?
31. Kuidas muutub Helmholtzi energia (isokoorne - isotermiline potentsiaal) gaasi isotermilises kokkusurumisel ideaalses olekus?
Termodünaamika kolmas seadus
Analüüsides soojusefektide ja isotermiliste potentsiaalide muutusi madalatemperatuurilises piirkonnas, soovitas Nernst 1906. aastal absoluutsele nullile lähenedes lähenevad termiliste efektide ja isotermilise potentsiaali väärtused üksteisele ning kõverad DH \u003d f (T)ja DG \u003d f (T) kell T \u003d0 puudutavad üksteist ja neil on ühine puutuja(joonis 3). Nernsti postulaat (Nernsti termiline teoreem) kehtib ainult kristalsetest ainetest koosnevate süsteemide kohta.
Matemaatilises vormis väljendatakse seda väidet järgmiselt: kondenseeritud süsteemides toimuvate reaktsioonide absoluutse nulli lähedal T \u003d 0 ,
ja 
. (69)
Võrrandid (69) ja (70) on termodünaamika kolmanda seaduse matemaatiline väljend.
Kooskõlas Eqniga (60) järeldub Nernsti võrrandist, et absoluutse nulli lähedal ei kaasne kondenseerunud süsteemide reaktsioonidega entroopia muutus, s.t. neile DS \u003d 0.
Joonis: 3. Suhteline seisukoht
kõverad DH \u003d f (T)ja DG \u003d f (T) piirkonnas
madal temperatuur
Planck 1912. aastal soovitas et mis tahes puhta aine korralikult moodustatud kristalli entroopia absoluutsel nullil on null(Plancki postulaat).
Hästi vormitud kristall on täiusliku kristallvõre kristall. Plancki postulaadi matemaatiline väljend:
See sõltuvus puudub tahketes lahustes ja klaasjates ainetes.
Nii Plancki postulaat kui ka Nernsti teoreem - mõlemad need väited on kolmas termodünaamika seadus, mida on laialdaselt kasutatud puhaste ainete entroopiate absoluutväärtuste määramiseks:
Ülaltoodud võrrandist (71) järeldub, et nullilähedases temperatuurivahemikus kipub ka ainete soojusmaht olema null:
See väide põhineb erinevate ainete soojusmahtuvuste arvukatel mõõtmistel madalatel temperatuuridel.
Termodünaamika edasiarendusega selgus Plancki postulaadi tingimuslikkus. Leiti, et absoluutse nulli korral ei kao mõned tuumakeerutustega seotud entroopiakomponendid ja isotoopne efekt. Tavaliste keemiliste reaktsioonide käigus need komponendid ei muutu, mistõttu neid saab praktiliselt eirata. Selliste reaktsioonide jaoks ei pea Plancki postulaadi järeldusi täpsustama. Kuid postulaat ise omandab tingliku eelduse iseloomu.
Disainitööde ülesannete valikud
Määratlege DH, DU, DS, DF, DG reaktsioonid püsiva rõhu all
R\u003d 1,013 10 5 Pa ja seatud temperatuur.
| P / p Ei. | Reaktsiooni võrrand | T, K |
| Fe2O3 (t) + 3CO (g) \u003d 2Fe (t) + 3CO2 (g) | ||
| CaO (t) + CO 2 (g) \u003d CaCO 3 (t) | ||
| Fe2O3 (t) + 3C (t) \u003d 2Fe (t) + 3CO (g) | ||
| Al 2 O 3 (t) + 3SO 3 (g) \u003d Al 2 (SO 4) 3 (t) | ||
| 2Fe 2 O 3 (t) + 3C (t) \u003d 4Fe (t) + 3CO (g) | ||
| Na2C03 (s) + H2S04 (l) \u003d Na2S04 (s) + H20 (l) + CO 2 (g) | ||
| S03 (g) + H20 (l) \u003d H2S04 (g) | ||
| Na2C03 (t) + Ca (OH) 2 (t) \u003d CaCO3 (t) + 2NaOH (t) | ||
| CaCO 3 (t) \u003d CaO (t) + CO 2 (g) | ||
| 2K + H2S04 (l) \u003d K2S04 (s) + H2 (g) | ||
| Ba (OH) 2 (s) + 2HNO3 (g) \u003d Ba (NO3) 2 (s) + H20 (l) | ||
| 2FeS (t) + 3,5O2 (g) \u003d Fe203 (t) + 2SO2 (g) | ||
| 4HCl (g) + O2 (g) \u003d 2H 2O (l) + 2Cl2 (g) | ||
| NH4CI (t) \u003d NH3 (g) + HCl (g) | ||
| 2N2 (g) + 6H20 (g) \u003d 4NH3 (g) + 3O2 (g) | ||
| 2H 2 (g) + CO (g) \u003d CH40 (g) (metanool) | ||
| 0,5S2 (g) + 2H20 (l) \u003d SO2 (g) + 2H2 (g) | ||
| 0,5S2 (g) + 2CO2 (g) \u003d SO2 (g) + 2CO (g) | ||
| S02 (g) + Cl2 (g) \u003d S02CI2 (g) | ||
| 4NO (g) + 6H20 (g) \u003d 4NH3 (g) + 5O2 (g) | ||
| 2H 3 PO 4 (l) + Ca (OH) 2 (s) \u003d Ca (H 2 PO 4) 2 + 2 H 2 O (l) | ||
| 2KOH (s) + H2S04 (l) \u003d K2S04 (s) + H20 (g) | ||
| S02 (g) + 2CO (g) \u003d S (romb) + 2CO 2 (g) | ||
| K2C03 (s) + 2HNO3 (l) \u003d 2KNO3 (s) + H20 (l) + CO 2 (g) | ||
| NaI (t) + HCI (g) \u003d NaCl (t) + HI (g) | ||
| Ca (OH) 2 (s) + 2HCl (g) \u003d CaCl2 (s) + 2H20 (g) | ||
| Ba (OH) 2 (s) + H2S04 (l) \u003d BaSO4 (s) + 2H 2O (l) | ||
| BeO (s) + H2S04 (l) \u003d BeSO4 (s) + H20 (l) | ||
| Al203 (t) + 6HCl (g) \u003d 2AlCl3 (t) + 3H20 (g) | ||
| CuO (t) + H2S (g) \u003d CuS (t) + H20 (g) | ||
| CuO (s) + 2HCl (g) \u003d CuCl2 (s) + H20 (l) | ||
| 2CO (g) + 3H 2 (g) \u003d H20 (g) + C2H40 (g) (atseetaldehüüd) | ||
| Ag2O (s) + 2HNO3 (l) \u003d 2AgNO3 (s) + 2H20 (l) | ||
| C02 (g) + 2NH3 (g) \u003d H20 (l) + CH4N2O (t) (uurea) | ||
| NaNO 3 (t) + KCl (t) \u003d NaCl (t) + KNO 3 (t) | ||
| 4NH 3 (g) + 4NO 2 (g) + 2H 2 O (l) + O 2 (g) \u003d 4NH 4 NO 3 (s) | ||
| (NH4) 2S04 (s) + Ba (NO3) 2 \u003d BaSO4 (s) + 2NH4N03 (s) | ||
| (NH4) 2S04 (s) + CaCl2 (s) \u003d CaSO4 (s) + 2NH4CI (s) |
Lõpeb
| P / p Ei. | Reaktsiooni võrrand | T, K |
| C2H2 (g) + H20 (g) \u003d C2H4O (g) (atseetaldehüüd) | ||
| CH4 (g) + HNO3 (l) \u003d H20 (l) + CH3N02 (g) (nitrometaan) | ||
| 8Al (t) + 3Fe3O4 (t) \u003d 9Fe (t) + 4Al2O3 (t) | ||
| 2NH4N03 (s) \u003d 4H20 (l) + O2 (g) + 2N2 (g) | ||
| C2H2 (g) + 2H20 (g) \u003d CH3COOH (g) + H2 (g) | ||
| CH4 (g) + 2H2S (g) \u003d CS2 (g) + 4H2 (g) | ||
| H 2 S (g) + CO 2 (g) \u003d H 2 O (g) + COS (g) | ||
| 2NaHCO 3 (t) \u003d Na2C03 (t) + H20 (g) + CO 2 (g) | ||
| Zn (OH) 2 (s) + CO 2 (g) \u003d ZnCO 3 (s) + H20 (g) | ||
| ZnS (s) + H2S04 (l) \u003d ZnSO4 (s) + H2S (g) | ||
| 2AgNO3 (t) \u003d 2Ag (t) + O2 (g) + 2NO2 (g) | ||
| 2KMnO 4 (s) + 3H 2O2 (g) \u003d 2MnO2 (s) + 2KOH (s) + 3O2 (g) + 2H 2O (l) | ||
| KClO 3 (s) + H202 (g) \u003d KCl (s) + 2O2 (g) + H20 (g) | ||
| 3Cl2 (g) + 6KOH (s) \u003d KClO3 (s) + 3H20 (l) + 5KCl (s) | ||
| 4Cl2 (g) + H2S (g) + 4H20 (g) \u003d 8HCl (g) + H2S04 (g) | ||
| 2KOH (s) + MnO (s) + Cl2 (g) \u003d Mn02 + 2KCl (s) + H20 (l) | ||
| P (s) + 5HNO3 (g) \u003d H3P04 (g) + 5NO2 (g) + H20 (g) | ||
| Cu (s) + 2H2S04 (l) \u003d CuSO4 (s) + SO2 (g) + 2H20 (l) | ||
| PbS (s) + 4H2O2 (g) \u003d PbSO4 (s) + 4H20 (g) | ||
| 8HJ (g) + H2S04 (g) \u003d 4J2 + H2S (g) + 4H20 (g) | ||
| Ca (OH) 2 (s) + H2S (g) \u003d CaS (s) + 2H20 (g) | ||
| P 2 O 5 (s) + 3 H 2 O (l) \u003d 2 H 3 PO 4 (l) |
LABORITEGEVUS
Protsesside kulgemise spontaansust avatud ja suletud süsteemides kirjeldatakse spetsiaalse kriteeriumi kaudu, mida nimetatakse Gibbsi energiaks. See on riigi funktsioon. D.W. Termodünaamiliste süsteemidega töötav Gibbs suutis selle tuletada entroopia ja entalpia osas. Eelkõige Gibbsi energia võimaldab ennustada spontaansete bioloogiliste protsesside kulgemise suunda ja hinnata nende teoreetiliselt saavutatavat efektiivsust.
Kui rakendame Gibbsi järeldusi teisele, siis on formulatsioon järgmine: püsiva (konst) rõhu ja temperatuuri juures ilma välise mõjuta saab süsteem toetada ainult selliste protsesside spontaanset voogu, mille tagajärjeks on Gibbsi energiataseme langus väärtuseni, mis tekib siis, kui see saavutab püsiva miinimumi. Mis tahes termodünaamilise süsteemi tasakaal tähendab määratud energia muutumatust (minimaalne). Seetõttu on Gibbsi energia potentsiaal (vaba entalpia) isobaarsetes-isotermilistes süsteemides. Selgitagem, miks täpselt miinimum on näidatud. Fakt on see, et see on termodünaamikas üks olulisemaid tasakaalu postulaate: see püsiva temperatuuri ja rõhuga olek tähendab, et järgmise muutuse jaoks on vaja energiataset tõsta ja see on võimalik ainult siis, kui mõned välised tegurid muutuvad.
Tähtede tähistus - G. Numbriliselt võrdne teadaoleva entalpia ning temperatuuri ja entroopia korrutise väärtuse erinevusega. See tähendab, et Gibbsi energiat saab väljendada järgmise valemi abil:
kus S on süsteemi entroopia; t on termodünaamiline temperatuur; H on entalpia. Selles valemis on süsteemi entroopia, et võtta arvesse asjaolu, et kõrge temperatuur viib süsteemi tellitud seisundi (häire) languseni, madal temperatuur aga vastupidisele.
Kuna nii Gibbsi energia kui ka entalpia on termodünaamikas üks süsteemi funktsioonidest, saab G või H muutmisega iseloomustada käimasolevaid keemilisi transformatsioone. Kui anda ka Gibbsi energia muutus, siis klassifitseeritakse see termokeemiliseks.
Selle energiaga seoses saab sõnastada Hessi reegli: kui rõhk ja temperatuur on muutumatud, siis uute ainete loomine algsest (põhireaktiividest) viib selleni, et energia süsteemis muutub, samas kui toimuvate reaktsioonide tüüp ja nende arv ei mõjuta tulemust kuidagi.
Kuna artiklis viidatud energia on muutuva suurusega, võeti arvutuste tegemiseks kasutusele mõiste "standardne Gibbsi energia". See väärtus on olemas igas keemilises teatmikus, arvuliselt võrdne 298 kJ / mol (pange tähele, et mõõde on täpselt sama mis mis tahes muu molaarse energia korral). See väärtus võimaldab teil arvutada muutuse peaaegu kõigi keemiliste protsesside jaoks.
Kui voolamise käigus avaldatakse süsteemile välist mõju (tehakse tööd), siis suureneb Gibbsi energia väärtus. Selliseid reaktsioone nimetatakse endergoonilisteks. Vastavalt sellele, kui süsteem ise töötab, kulutades energiat, siis räägime eksergoonilistest ilmingutest.
Gibbsi energia mõiste on leidnud kaasaegses keemias kõige laiema rakenduse. Näiteks põhineb polümeersüntees liitumisreaktsioonidel. Nende teostamisel ühendatakse mitu osakest üheks, ent entroopia väärtus väheneb. Gibbsi valemi põhjal võib väita, et väline toime (näiteks kõrge temperatuur) võib sellise eksotermilise liitumisreaktsiooni ümber pöörata, mida praktikas ka kinnitatakse.