ספונטנות של תהליכים במערכות הפתוחות וסגורות מתוארת באמצעות קריטריון מיוחד שנקרא אנרגיית גיבס. זוהי פונקציה של המדינה. ד ' Gibbs, עבודה עם מערכות תרמודינמיות, הצליחו להביא אותו דרך אנטרופיה ואנתלפיה. גיבס אנרגיה, בפרט, מאפשר לחזות את המוקד של תהליכים ביולוגיים ספונטניים ולהעריך את יעילותם השגה תיאורטית.
אם אתה מיישם מסקנות Gibbs לשנייה, הניסוח יהיה כדלקמן: עם לחץ קבוע (const) וטמפרטורה ללא השפעה חיצונית, המערכת יכולה לתמוך זרימה ספונטנית של תהליכים כאלה, תוצאה של צמצום רמת האנרגיה של גיבס ל הערך המתרחש כאשר המינימום המתרחש. שיווי המשקל של כל מערכת תרמודינמית פירושו שאין את האנרגיה שצוין (מינימום). לכן, גיבס אנרגיה היא הפוטנציאל (אנתלפיה חופשית) במערכות Isobaro-Isothermal. תן לנו להסביר מדוע עכשיו הוא המינימום. העובדה היא כי זה אחד של postulates החשוב ביותר של שיווי משקל בתרמודינמיקה: מצב זה באשר של טמפרטורה ולחץ פירושו כי לשינוי הבא יש צורך להגדיל את רמת האנרגיה, וזה אפשרי רק בעת שינוי כל החיצוני גורמים.
סימון אות - ג 'שוויון מבחינה מספרית להבדל בין אנתלפיה הידועה לבין שווי הטמפרטורה של הטמפרטורה באנטרופיה. כלומר, גיבס אנרגיה יכול לבוא לידי ביטוי דרך הנוסחה הבאה:
איפה זה הוא אנטרופיה של המערכת; T - טמפרטורה תרמודינמית; H - אנתלפיה. אנטרופיה של המערכת בנוסחה זו נכללת על מנת לקחת בחשבון את העובדה כי הטמפרטורה הגבוהה מובילה לירידה במצב ההזמנה של המערכת (הפרעה), והנמוך ביותר היא באותה דרך.
מאז אנרגיה Gibbsova, ואת אנתלפיה - אחד הפונקציות של המערכת בתרמודינמיקה, באמצעות שינוי G או H, ניתן לאפיין את השינויים הכימיים. אם שינוי אנרגיה Gibbs ניתן גם, אז הוא נקרא בכיתה thermochemical.
ביחס לאנרגיה זו, ניתן לגבש את כלל החוטים: אם הלחץ והטמפרטורה אינם משתנים, יצירת חומרים חדשים מהתחום הראשוני (ריאגנטים בסיסיים) מובילה לעובדה שהאנרגיה במערכת משתנה, בעוד סוג התגובות של המערכת המתרחשים והסכום שלהם אינו משפיע על התוצאה.
מאז האנרגיה הנזכרת במאמר היא ערך משתנה, אז המושג של "אנרגיה רגילה אנרגיה" הוכנסה כדי למלא את החישובים. ערך זה נוכח בכל ספרייה כימית, שווה באופן מספרי ל 298 KJ / MOL (שים לב כי הממד הוא בדיוק אותו דבר עבור כל אנרגיה טוחנת אחרת). ערך זה מאפשר לך לחשב את השינוי כמעט כל תהליך כימי.
אם יש השפעה חיצונית במהלך המערכת (עבודה), הערך של גיבס אנרגיה עולה. תגובות כאלה מתייחסות לאנדרגונל. לפיכך, אם המערכת עצמה עושה עבודה, לבזבז אנרגיה, אז אנחנו מדברים על גילויי התנועה.
הרעיון של אנרגיה גיבס מצא שימוש רחב ביותר בכימיה מודרנית. לדוגמה, סינתזה פולימר מבוססת על תגובות קבצים מצורפים. כאשר הם מתבצעים, כמה חלקיקים משולבים לתוך אחד, בעוד הערך של אנטרופיה פוחתת. בהתבסס על הנוסחה של גיבס, ניתן לטעון כי האפקט החיצוני (לדוגמה, טמפרטורה גבוהה) יכול לצייר תגובה אקסותרמית דומה של ההצטרפות, אשר אושרה בפועל.
הוראות שיטתיות ומשימות לבקרה בכימיה: דפוסי תהליכים כימיים.
I. הוראות שיטתיות.
כללי.
דפוסי תהליכים כימיים הם הנושא של לימוד שני חלקים של כימיה: תרמודינמיקה כימית וקינטיקה כימית.
תרמודינמיקה כימית מחקרים את ההשפעות האנרגיה של תגובות, את הכיוון שלהם ואת גבולות של זרימה ספונטנית.
מטרת המחקר בתרמודינמיקה כימית היא מערכת תרמודינמית (בעתיד, פשוט מערכת) היא שילוב של חומרים אינטראקציה, נפשית או למעשה נפרדת מן הסביבה.
המערכת יכולה להיות במדינות שונות. מצב המערכת נקבע על ידי הערכים המספריים של פרמטרים תרמודינמיים: טמפרטורה, לחץ, ריכוזים של חומרים, וכו 'בעת שינוי הערך של לפחות אחד הפרמטרים התרמודינמיים, למשל, משתתפים שינויים בטמפרטורה. שינוי מצב המערכת נקרא תהליך תרמודינמי או פשוט תהליך.
תהליכים יכולים להמשיך במהירויות שונות. המחקר של מהירויות התהליכים והגורמים המשפיעים עליהם עוסקת בקטע של כימיה בשם קינטיקה כימית.
בהתאם לתנאי המעבר של המערכת ממצב אחד למשנהו, בתרמודינמיקה הכימית ישנם מספר סוגים של תהליכים, הפשוטיים שבהם הם איזותרמיות, זורמים בטמפרטורה מתמדת (t \u003d const), ISOBARIC, זורם ב לחץ מתמיד (P \u003d const), isoohorn, עם נפח קבוע (V \u003d const) ואדיאבטי, אשר מתבצעת ללא החלפת חימום בין המערכת לבין הסביבה (Q \u003d const). לרוב תרמודינמיקה כימית של התגובה נחשבים Isobaro-Isothermal (P \u003d const, t \u003d\u003d const) או iSochorean-isothermal (v \u003d const, t \u003d\u003d const).
לרוב תרמודינמיקה כימית, תגובות זורמות בתנאים סטנדרטיים נחשבים, כלומר עם טמפרטורה סטנדרטית ומצב סטנדרטי של כל החומרים. הטמפרטורה של 298K מאומצת כסטנדרט. מצב סטנדרטי של החומר הוא מצבו בלחץ של 101.3 KPA. אם החומר הוא פתרון, מצבו נלקח עבור תקן בריכוז של 1 mol / l.
נושא התמורה של תרמודינמיקה כימית הם תהליכים.כדי לאפיין את התהליכים, התרמודינמיקה הכימית פועלת עם ערכים מיוחדים הנקראים פונקציות של המדינה: U - אנרגיה פנימית. H - ENTALPY, S - אנטרופיה, G - Gibbs Energy ו- F - Helmholts אנרגיה. המאפיינים הכמותיים של כל תהליך הם שינויים בפונקציות של המדינה, אשר נקבעים על ידי שיטות תרמודינמיקה כימית: R. U, r. H, r. S, r. G, r. F.
2. חישובים תדרמוכימיים.
(משימות № 1-20)
החישוב thermochemical הוא לקבוע את ההשפעה התרמית של התגובה (חום התגובה). תגובת חום, הנקראת כמות של חום ייעודי או נספג . אם במהלך התגובה של החום משוחרר, תגובה כזו נקראת exothermic, אם החום נספג, התגובה נקרא endothermic.
הערך המספרי של החום של התגובה תלוי בשיטת ההתנהלות שלו. בתהליך Isochlorine, עם
V \u003d cast. , תגובת חום QV \u003d
r. U, בתהליך האיזובארי כאשר
P \u003d.
Snst. אפקט תרמי QP \u003d
r. H.
לפיכך, חישוב thermochemical היא לקבוע את גודל השינוי או האנרגיה הפנימית, או אנתלפיה במהלך התגובה. מאז רוב המכריע של תגובות להמשיך בתנאים איסובאריים (לדוגמה, כל התגובות בכלים פתוחים תחת לחץ אטמוספרי), בעת ביצוע חישובים thermochemical, הוא כמעט תמיד מחושב Rn. אם
r. N.< 0, то реакция экзотермическая, если же
r. N\u003e 0, אז התגובה היא endothermic.
חישובים תרמווכימיים מיוצרים באמצעות תוצאה של Gessa : ההשפעה התרמית של התגובה שווה לכמות החום (אנתלפיה) של היווצרות של מוצרי תגובה פחות כמות החום (אנתלפיה) של היווצרות של ריאגנטים.
אנו כותבים את משוואת התגובה בטופס הכללי: AA + BB \u003d SS + DD. על פי תוצאה של חוק הצי, החום של התגובה נקבע על ידי הנוסחה:
r. H \u003d (cr. N obr, c + dr. N art, ד) - (וr. H OBR, A + Br. N obr, ב) (2.1)
יווהר N -חום תגובה; RN OBR - חום (אנתלפיה) של היווצרות, בהתאמה, מוצרי תגובה C ו- D וריאגנטים A ו- B; C, D, A, B - מקדמים במשוואת התגובה, הנקראים stoichiometric ומקדמים.
ערכים בסיסיים בנוסחה (2.1) הם חום (אנתלפיה) של היווצרות של ריאגנטים ומוצרים. החום (אנתלפיה) של היווצרות של המתחם נקרא אפקט תרמי של התגובה, שבמהלכו 1 מול תרכובת זו נוצר מחומרים פשוטים הממוקם בשלבים יציבים תרמודינמיות ושינויים 1) . לדוגמה, החום של היווצרות המים במצב אדים הוא חצי החום של התגובה המתבטאת על ידי המשוואה: 2N 2 (G) + O 2 (G) \u003d 2N 2 O (g). מימד החום של החינוך הוא KJ / MOL.
בחישובים תרמוכימיים של חום התגובות, ככלל, מוגדרים לתנאים סטנדרטיים אשר הנוסחה (2.1) רוכשת את הטופס:
r. H ° 298 \u003d (עםr. H ° 298, ARRH, C + Dr. H ° 298, ARR, D) - (וr. H ° 298, O6R, A + Br. H ° 298, ARR, C) (2.2)
כאשר RN 298 הוא החום הסטנדרטי של התגובה ל- KJ (רמת גודל מסומנת על ידי המדד העליון "O") בטמפרטורה של 298K. Rn 298, ARR. - חום סטנדרטי (אנתלפיה) של היווצרות של תרכובות הוא גם בטמפרטורה של 298k. Rn ערכים ° 298, ARR. מוגדר עבור כל החיבורים והם נתונים טבלאי. 2)
דוגמה 2.1. . חישוב אפקט תרמי סטנדרטי של התגובה, לידי ביטוי המשוואה: CASO 3 (T) \u003d CAO (T) + CO 2 (ז).
בהתאם לחקירת חוק הצ'ס, כתוב:
r. H 0 298 \u003d (r. H ° 298, ARR, עם JSC +r. H ° 298, OBR.SO2) -r. H ° 298, OBR, SASO3
החלפה בערכי הטבלה רשמה ערכי טבלה של החום הסטנדרטי של הנוסחה של התרכובות מובילה לתוצאה הבאה:
r. H ° 298 \u003d ((-635,1)+ (-393,51)) - (-1206) = 177,39 KJ.
כפי שנראה,r. H ° 298\u003e 0, המציין את האופי endothermic של תגובה זו.
ב Thermochemistry, ההשפעות התרמיות מצוינות בדרך כלל במשוואות התגובה.כגון משוואות עם אפקט תרמי ייעודי נקראים thermochemical.
המשוואה התרמוצמית של התגובה הנדונה נרשמת:
SASO3 (T) \u003d SAO (T) + CO 2 (ז); Rn 298 \u003d 177,39 KJ.
דוגמה 2.2.חישוב תגובת חום סטנדרטית עם משוואה בולטת:
4nh 3 (g) + 5o 2 (g) \u003d 4no (g) + 6n 2 o (g).
על פי תוצאה של חוק הצ 'ה, לכתוב 3) :
rN 298 \u003d (4RN ° 298, ARR NE O + 6RN ° 298, OBR, H 2 O) - 4RN ° 298 , OB, NH 3
החלפת ערכי השולחן של החום הסטנדרטי של החינוך של התרכובות המיוצגות בנוסחה, אנו מקבלים:
rn 298. = (4(90,37) + 6(-241,84)) - 4 (-4B, 19)= - 904.8 KJ .
החום השלילי של התגובה מציין את exothermic של התהליך.
להקליט את המשוואה thermochemical של תגובה זו
4NH3 (G) + 5O 2 (G) \u003d 4NO (G) + 6N 2 O (g); Rn 298 \u003d - 904.8 KJ
_______________________________________________________________________________
1) מצבי חומרים במשוואות התגובה מצוינים באמצעות אותות אותיות: (K) - גבישי, (t) - מוצק, (ז) - נוזלי, (ז) - גז, (p) - מומס.
2) לפי הגדרה, RN 298, ARR. חומרים פשוטים הם אפס.
3) H ° 298, OBR, O2 בנוסחה לא מופיע בשל שוויון אפס שלה.
ההשפעה התרמוצמית במשוואה התרמוכימית מתייחסת לסכומי חומרים המצוינים על ידי מקדמי סטו -IChiometric. אז, בדוגמה הנחשבת 2.2. הקלטה r H ° 298 \u003d - 904.8 KJפירושו כי כמות זו של חום מודגשת אם 4 שומות NNZ עם 5 מיילים O 2 אינטראקציה , כתוצאה מכך, 4 שומות לא ו 6 שומות n 2 O. נוצרים. אם מספר המשתתפים בתגובה שונה, השני יהיה המשמעות של האפקט התרמי.
דוגמה 2.3.חישוב החום של התגובה שנדון בו. דוגמה 2.2., אם:
א) מתפלל להשתתף בתגובהO 2.;
ב) 34G להשתתף בתגובה. Nn s;
ג) 11.2 ליטרים נוצרים בתגובה. לא.
תן x להיות משמעות לא ידועה של אפקט תרמי, שהוא מן הפרופורציות הבאות:
א) פרופורציה נפתרה: 2/5= x (-904.8). שם x \u003d 2 (-904,8) / 5= - 361.92 KJ.
ב) לפי משקל 1 MOL NH 3 שווה ל 17G. (מסה 1 מתפלל בגרמים שווה באופן מספרי לסכום ההמונים האטומיים). כתוצאה מכך, מספר NH 3 שומות המעורבות בתגובה היא:
p \u003d 34/17 \u003d 2. לפי זה אנו לקמפל את הפרופורציה: 2/4= x / (- 904.8).
שם x \u003d 2 (-904,8) / 4= - 452.4 KJ.
(ג) בהתאם לחוק אבוגדרו, 1 מול כל גז בתנאים רגילים תופסת נפח 22.4 ליטר. לכן, מספר לא שומות שנוצרו בתגובה שווה ל:
n \u003d 11.2 / 22.4= 0,5 . אנו לקמפל פרופורציה: 0.5 / 4 \u003d x / (904.8). שם ה.= 0,5(-904,8)/4 = -113.1 KJ.
ההשפעות התרמיות של התגובות הן כמובן תלויות בתנאי הזרימה שלהם, אך תלות זו מתבטאת בצורה גרועה. בטווח הטמפרטורות ולחץ, שיש לו ערך מעשי, השינוי בגודלו של חום התגובות, ככלל, אינו עולה על 5%. לכן, ברוב החישובים התרמוכימיים לכל תנאי, החום של התגובה נלקח שווה אפקט תרמי סטנדרטי.
גיבס אנרגיה תגובה כימית.
(משימות № 21-40)
האנרגיה של תגובת Gibbs נקראת השינוי באנרגיה של גיבסr. G כאשר התגובה הכימית היא דליפה. מאז האנרגיה של מערכת גיבס C \u003d H - TS, השינוי שלה בתהליך נקבע על ידי הנוסחה:
r. ז ' \u003d Rn-atrs. (3.1)
איפה T - טמפרטורה מוחלטת בקלווין.
האנרגיה של גיבס של התגובה הכימית מאפיינת את האפשרות של הזרימה הספונטנית שלה בלחץ קבוע וטמפרטורה ב P, T \u003d const). אם r. ז '< 0, то реакция может протекать самопроизвольно, при r. G\u003e 0 זרימת התגובה הספונטנית היא בלתי אפשרית, אם r. G \u003d 0, המערכת נמצאת במצב של שיווי משקל.
כדי לחשב את העוצמה של התגובה Gibbs על ידי נוסחה (3.1), RN ו Rs מוגדר בנפרד בנפרד. במקביל, ברוב המקרים, תלות חלשה של ערכי השינוי באנתלפיה של RN ו Entropy Rs על תנאי התגובה, כלומר. תהנה קירובים:
rn = rn ° 298 ו Rs \u003d Rs ° 298. (3.2)
תפוקת החום הסטנדרטית של התגובה RN 298 נקבעת באמצעות תוצאה של חוק הצער באמצעות משוואה (2.2), והאנטרופיה הסטנדרטית של אנטרופיה תגובה AA + BB \u003d SS + DD מחושבת על ידי הנוסחה:
rs ° 298 \u003d (CS ° 298, C + DS ° 298, D) - (כ ° 298, A + BS 298, B) (3.3)
כאשר RS 298 RS הוא ערכי שולחן של אנטרופיה סטנדרטית מוחלטת של תרכובות J / (מול), ו Rs 298 הוא אנטרופיה סטנדרטית של התגובה J / K.
דוגמה 3.1.חישוב האנרגיה של תגובה Gibbs לידי ביטוי על ידי המשוואה
4nh 3 (g) + 5o 2 (g) = 4 לא (ז) + 6N 2 O (D)בלחץ של 202.6 KPA וטמפרטורה של 500 ° C (773k).
על פי התנאי, התגובה מתמשכת עם ערכים אמיתיים כמעט של לחץ וטמפרטורה שבהם הקירוב תקף (3.2), i.e:
r. H 773 \u003d.r. N.298 \u003d - 904.8 KJ= - 904800 J. (ראה דוגמה 2.2). אבלr. ס ' 773 \u003d R. ס '298. הערך של אנטרופיה סטנדרטית של התגובה המחושבת על ידי נוסחה (3.3) היא:r. S ° 298 \u003d (4S ° 298, N 0 + 6S ° 298, H 20) - (4s ° 298, NH 3 + 5S ° 298, O2) \u003d (4 * 210.62 + 6 * 188.74) - (4 * 1o92, 5 + 5 * 205.03) \u003d 179,77J / K
לאחר החלפת ערכיםr. H ° 298 וr. S ° 298 ב נוסחה (3.1) אנחנו מקבלים:
r. G 773 \u003d.r. H773 - 773.r. ס ' 773 \u003d N.298. - 773 r. ס '298. =
\u003d - 904800 - 773 * 179.77 \u003d 1043762 J \u003d - 1043,762 KJ
את הערך השלילי שנוצר של כוח של תגובה gibbs G 773. מציין כי תגובה זו בתנאים הבסיסיים עלולה להתרחש באופן ספונטני.
אם התגובה תמשיך בתנאים סטנדרטיים בטמפרטורה של 298K, החישוב של אנרגיה Gibbs שלה (אנרגיה רגילה Gibbs תגובה) יכול להתבצע באופן דומה לחישוב החום הסטנדרטי של התגובה על פי הנוסחה, אשר לתגובה לידי ביטוי על ידי משוואה AA + BB \u003d SS + DD, יש את הטופס:
r. ז '° 298 \u003d (עםr. ז '° 298, הגעה, עם+ ד"ר ז '° 298. פרופסור, ד) - (ar. ז '° 298. פרופ '+ בrg. ° 298 ,oBR, B. ) (3.4)
שם ר ' ז '° 298. פרופ '- רגיל גיבס חינוך חינוך ב KJ / MOL (ערכי טבלה) - האנרגיה של תגובה Gibbs שבו 1 מול תרכובת זו נוצר במצב סטנדרטי, מחומרים פשוטים, גם במצב סטנדרטי 4) , r. ז '° 298 - תקן Gibbs תגובה אנרגיה ב KJ.
דוגמא3.2. חישוב אנרגיה סטנדרטית של תגובה גיבס על ידי משוואה:
4NH 3 + 5O 2 = 4 לא. + 6N 2 O.
בהתאם לנוסחה (3. 4) כתוב 5):
rg. ° 298 = (4 r. G ° 298, לא + 6r. G2 298, .h2o) -4r. G ° 29 8., NH3
לאחר החלפה של ערכי שולחןr. G °. 298.OV אנחנו מקבלים:
r. G ° 298.= (4(86, 69) + 6(-228, 76)) - 4 (-16, 64) = -184,56 ק"ג.
על פי התוצאה, ניתן לראות כי באותו אופן כמו בדוגמה 3.1, בתנאים סטנדרטיים התגובה הנדונה עלולה להתרחש באופן ספונטני.
לפי פורמולה (3.1), ניתן לקבוע את טווח הטמפרטורות של זרימת תגובה ספונטנית. מאז מצבם של זרימת תגובה ספונטנית היא negativity
RG (RG.< 0), определение области температур, в которой реакция может протекать самопроизвольно, сводится к решению относительно температуры неравенства (rН – ТrS) < 0.
דוגמה 3.3.קביעת אזור הטמפרטורה של הוכחה ספונטנית לתגובת SAO 3 (t) = SAA (T) + עם 2 (ד).
למצואr. N.r. S:
r. N \u003d.r. H ° 298 \u003d 177.39 KJ \u003d 177 390 J (ראה דוגמה 2.1)
r. S \u003d.r. S ° 298 \u003d (s ° 298. SAA +. S ° 298. עם 2 ) - S ° 298. CO3 \u003d (39.7 + 213.6) - 92.9 \u003d 160.4 J / K
אנו מחליפים את הערכיםr. N וr. S באי-שוויון ולפתור אותו ביחס לא:
177390 – T * 160.4.<0, или 177390 < Т * 160,4, или Т > 1106. אלה. בכל הטמפרטורות, גדול יותר 1 106K, לשלול יהיה מובטחת. R. G, ולכן, בטווח הטמפרטורות זה יהיה זרימה ספונטנית אפשרית של התגובה הנדונה.
קינטיקה כימית.
(משימות מספר 41 - 60)
כפי שכבר ציין, קינטיקה כימית היא קטע של כימיה, לומד את מהירות התגובות ואת ההשפעה של גורמים שונים עליהם.
בתהליך הומוגני (חד פאזי), התגובה זורמת לאורך המערכת ומהירותה מאופיינת בשינוי בריכוז של כל מגיב, או כל מוצר ליחידת זמן. המהירות הממוצעת של CP \u003d ± RC / RT נבדלת, כאשר RC הוא שינוי בריכוז הטוחנת עבור תקופת ה- RT, ואת המהירות האמיתית בזמן t, אשר נגזר ריכוז לפי זמן: v \u003d ± DC / DT . מהירות התגובה הספציפית בהיעדר זרז תלוי בריכוזי ריאגנטים ובטמפרטורה . המהירות של תגובות הטרוגניות המתרחשות על פני השטח הבינוני של הקטע תלוי בערך של משטח זה.
_______________________________________________________________________________________
4) על פי ההגדרה, אנרגיה gibbs סטנדרטי של היווצרות של חומרים פשוטים הוא אפס.
5) ר ' G ° 298, O 2 בביטוי, הוא אינו מופיע לאור אפס השוויון שלה.
השפעת הריכוזים של ריאגנטים על שיעור התגובה נקבעת על ידי חוק ההמונים הפעילים: בטמפרטורה קבועה, שיעור התגובה הוא פרופורציונלי לתוצר של ריכוזים של ריאגנטים בדרגות השווה למקדמים stoichiometric. עבור AA + BB תגובה \u003d SS + DD ביטוי מתמטי של החוק של ההמונים הפעילים, נקרא משוואת תגובה קינטית מוּקלָט:
V \u003d kc a with b b (4.1)
איפה k - מקדם מידתיות, נושא את שמו של מהירות קונסטנט,עם עם עם ועם עם ריכוז טוחנות של ריאגנטים, A ו- B - המקדמים הסטוכיולוגיים שלהם. כמות התואר במשוואה הקינטית נקראת צו התגובה.
דוגמה 4.1.משוואת תגובה קינטית 2N 2 (ז) + O 2 (G) \u003d 2N 2 O (D) כתוב:
-\u003d KC H 2 2 C o2. ההליך התיאורטי לתגובה זו הוא שלושה.
במשוואות קינטיות של תגובות ריכוזיות חומרים במצב מרוכז, בשל Invariabilities שלהם לא מצוין. ריכוז מתמיד אלה כלולים בקוביות המהירות.
דוגמה 4.2.המשוואה הקינטית של תגובה הטרוגנית זורמת לפי משוואה 2C (t) + o 2 (g) \u003d 2 (g) יש את הטופס:- = שוטר O2 - תגובת ההזמנה הראשונה.
על פי חוק ההמונים הפעילים, שיעור התגובה משתנה כאשר ריכוזי ריאגנטים משתנים. *
דוגמה 4.3. חישוב שינויים בקצב התגובה של 2N2 (G) + O 2 (G) \u003d 2N 2 O (ז) עם ירידה בריכוז מימן על ידי 2 פעמים.
לפי משוואה (4.1). שיעור התגובה הראשונית v 1 \u003dkC H 2. 2 / C O2. , ואת שיעור התגובה בריכוז של מימן הוא פי 2 נקבע פחות על ידי היחס:
V 2.\u003d k (עם H 2 / 2) 2 עם O2. - בסופו של דבר יש לנו V 2/V 1.= 1/4, כלומר שיעור התגובה פוחתת 4 פעמים.
בתגובות עם גזים, שינוי ריכוזי ריאגנטים, ולכן, שינוי המהירות היא הקלה ביותר לעשות שינוי בהיקף המערכת על ידי שינוי לחץ. לדברי משוואת מנדליאב - קלפירונה, נפח הגז ירידה, וריכוז הטוחנת שלה גדל כל כך הרבה פעמים, כל עוד הלחץ עולה.
דוגמה 4.4. חישוב שינויים בשיעור התגובה של 2N 2 (ז) + O 2 (G) \u003d 2H 2 O (ז) עם עלייה בלחץ על ידי 2 פעמים.
שיעור התגובה לעלייה בלחץ v 1 \u003dkC H 2. 2 / C O2. - עם עלייה בלחץ, 2 פעמים נפח המערכת מופחת על ידי 2 פעמים, ובקשר אשר ריכוז של כל גז עליון על ידי 2 פעמים הופך להיות שווה מימן - 2 S H2, עבור חמצן - 2C O2 - בתנאים החדשים שיעור התגובה יבוא לידי ביטוי על ידי המשוואה הקינטית: V 2.\u003d k (2c h 2) 2 2 עם O2. - יחס מהירות V 2/V 1.= 8, כלומר כתוצאה מגידול בלחץ, 2 פעמים שיעור התגובה גדל 8 פעמים.
התלות של שיעור התגובות הכימיות על הטמפרטורה מוגדרת על ידי שלטון vant - hoff: עם הטמפרטורה הגוברת עבור כל 10 מעלות, המהירות של רוב התגובות הכימיות עולה 2 עד 4 פעמים. לפיכך, עם ירידה כזו בטמפרטורה, שיעור התגובה פוחתת באותו מספר פעמים. מתמטית שלטון vant.
גואה נרשם:
V 2 \u003d. V 1 y. (T2 - T 1) / 10 או K 2 \u003d K 1 Y (T2 - T 1) / 10(4.2)
איפה V 2 ו- V I, K 2, K 1 - בהתאמה, מהירות קבועים של שיעורי התגובה בטמפרטורות T 2 ו- T 1 A y \u003d 2 - 4 - מקדם טמפרטורה של קצב התגובה.
דוגמא4.5. חישוב שיעור התגובה, מקדם הטמפרטורה של 3, עם ירידה בטמפרטורה על ידי 30 מעלות.
בהתאם למשוואה (4.2). מהירות יחס V 2/V 1 \u003d s -30/10= 1/27. הָהֵן. עם ירידה בטמפרטורה על ידי 30 מעלות, שיעור התגובה מקטין 27 פעמים.
שיווי משקל כימי.
(משימות № 61-80)
שיווי משקל כימי הוקם בתגובות הפיך -בתגובות שיכולות להמשיך הן ישירות והן בכיוון ההפוך. אם תגובה AA + BB היא CC + DD) הפיך, משמעות הדבר היא כי ריאגנטים A ו- C מסוגלים להפוך למוצרים C ו- D (תגובה ישירה), ואת המוצרים C ו- D בתורו יכול, להגיב אחד עם השני, הוחזר מחדש את החומרים הראשונים. A ו- B (תגובה לאחור). מצב תרמודינמי של שיווי משקל כימי הוא שאינה של אנרגיה gibbs של התגובה, כלומר.r. G \u003d 0, והמצב הקינטי של שיווי המשקל הוא שוויון מהירויות של ישיר (V 1) ואת ההפך (V 2) תגובה: v 1 \u003d v 2
מאז במצב של שיווי משקל כימי ישר, ואת התגובה הפוכה זורם עם אותן במהרה, ריכוזי ריאגנטים ומוצרים בזמן לא משתנים. אלה אל תשנה בריכוז הזמן נקראים שיווי משקל. ריכוז שיווי משקל, בניגוד לא שיווי משקל, משתנים במהלך התגובה, נעשים בדרך מיוחדת, כלומר, הנוסחה של החומר סגורה בסוגריים מרובעים. לדוגמה, רשומות [H 2], אומר שאנחנו מדברים על ריכוז שיווי המשקל של מימן ואמוניה.
בטמפרטורה נתונה, היחס בין ריכוזי שיווי משקל של ריאגנטים ומוצרים הוא קבוע ערך ומאפיין של כל תגובה. יחס זה מאופיין באופן כמותי לפי הערך של שיווי המשקל הכימי CU קבוע שווה ליחס של תוצר של ריכוזי שיווי משקל של מוצרים לתוצר של ריכוז שיווי משקל של ריאגנטים, שהוקם מעלות שווה למקדמים stoichiometric שלהם. עבור תגובה הפיך AA + BB ó CC + DD, הביטוי של השוטר יש את הטופס:
KS \u003d ([C1 C [D] D) / ([A] [B] ב) (5.1)
דוגמה 5.1. ביטוי של שיווי משקל כימי קבוע תגובה ההומוגנית n 2 (g) + zn 2 (g)ó 2NH 3 (ז)
לדברי הנוסחה (5.1), שיווי המשקל הכימי קבוע התגובה הנדונה נרשמת: KC \u003d [NNP] 2 / ([H 2] 3).
כמו משוואות תגובה קינטית, בביטויים של ריכוז שיווי משקל קבוע של חומרים במצב תמצית, בשל הקביעות שלהם, אינם נרשמים.
דוגמא5.2. ביטוי של שיווי משקל כימי קבוע התגובה ההפיכה ההטרוגנית fe 3 0 4 (t) + 4co (g)ó ZFE (T) + 4CO 2 (ז).
שיווי המשקל הכימי קבוע של תגובה זו, תוך התחשבות לעיל, נכתב: KC \u003d [CO2] 4 / [CO] 4.
עבור תגובות של גזים, שיווי משקל כימי יכול לבוא לידי ביטוי לא רק באמצעות ריכוז שיווי משקל, אלא גם באמצעות שיווי משקל חלק חלקי של גזים 6) . . במקרה זה, סמל של שיווי משקל קבוע "K" הוא לא צמוד על ידי סמל של ריכוז "C", אבל סמל הלחץ "p".
דוגמא 5.3. שיווי משקל כימי קבוע התגובה ההפיכה ההטרוגנית FE 3 0 4 (T) + 4CO (ז)ó ZFE (T) + 4CO 2 (ז), לידי ביטוי באמצעות שיווי משקל חלקית של גזים בתערובת גז שיווי משקל.
כתוצאה מהחלפה של ריכוזי שיווי משקל עם גזים חלקיים שיווי משקל, אנו מקבלים את הביטוי הבא של שיווי משקל כימי קבוע: KR \u003d RSO 2 4 / RSO 4, שבו RSO 2 ו RSO הוא בהתאמה חלקית של פחמן דו חמצני CO 2, Monooxide שיתוף.
מאז הלחץ החלקי של הגז וריכוזו הם מחוברים על ידי יחס R I \u003d C אני RT, שבו PI ו- C אני, בהתאמה, הלחץ החלקי וריכוז הגז I-TH, שוטר ו Kyrgyz הרפובליקה, בתורו , קשורים זה לזה על ידי יחס פשוט.:
KR \u003d KS (R) R. N.(5.2)
כאשר RN הוא ההבדל בין סכום של מקדמי stoichiometric של מוצרי התגובה לסכום של מקדמי stoichiometric של ריאגנטים.
דוגמה 5.4.הקשר של התגובה הפיכתית CR ו- CS, לידי ביטוי המשוואה:
N 2 (g) + zn 2 (g)ó 2NH 3 (ז)
אנו רשאים את הביטויים של CR ו- KS: Kr \u003d p nh 3 2 / p n 2 pH 2 3);
כפי שr. n \u003d 2 - (1 + 3) = -2, ולאחר מכן בהתאם (5.2) KR \u003d KC (R) -2 או אחרת KC \u003d KR (R) 2.
________________________________________________________________________________
6) לחץ הגז החלקי בתערובת הגז הוא חלק מהלחץ הכולל של התערובת המגיעה לחלקו של גז זה.
הערך המספרי של שיווי המשקל של הרפובליקה של קירגיז נקבעת בקלות על ידי תרמודינמית על ידי הנוסחה:
rGº לא \u003d -2, RT LGKR (5.3)
כאשר RGº T הוא אנרגיית Gibbs סטנדרטי של התגובה בטמפרטורה של T מחושבת על ידי נוסחה (3.1) או (3.4).
נוסחה (5.3) משמש לחישוב שיווי משקל קבועים של תגובות המתרחשות עם גזים. במידת הצורך, באמצעות היחס (5.2), עבור סוג זה של תגובות, אתה יכול לחשב את הערך של השוטר.
דוגמא5.5. חישוב האיזון קבוע של התגובה של Sasoz (T)ó SAO (T) + CO2 (ז) בטמפרטורה של 500 ° C (773k).
מאז אחד המשתתפים בתגובה הפיך (CO 2) הוא גז, כדי לחשב את שיווי משקל קבוע, אנו משתמשים בנוסחה (5.3) כדי לחשב את שיווי המשקל קבוע. מאז הטמפרטורה אינה סטנדרטית, R. G 0 773 לקבוע לפי הנוסחה (3. 1):r. G 0 773 \u003d H ° 773 - 773r. S 773. הכרחי כדי לקבוע G 0 773 ערכים n є 773 וr. S 773 לקחת מן הדוגמה שנחשב בעבר (3.3), כלומר:r. H 0 773 \u003dr. H 0 298 \u003d 177390 J ו- S ° 773\u003d R. S ° 298 \u003d 160.4 J / K. בהתאם לכך, ערכים אלהr. G 0 773 \u003d 177390 -773 773 160.4 \u003d 53401 J. הבא לפי פורמולה (5.3) אנו מקבלים: LGKR \u003d -r. G ° 773 / (2, ZRT) \u003d -53401 / (2.3 * 8,314 * 773) \u003d -3.6.
אנו רשאים את הביטוי של שיווי המשקל קבוע 7) ואת הערך המספרי שלה: Kr \u003d RSO 2 \u003d 10 -3.6. ערך כה קטן של ה- CC מצביע על כך שבתנאים הבסיסיים התגובה הישירה כמעט אינה ממשיכה (להשוות את התפוקה הזאת בתוצאה של החישוב בדוגמה) 3. 3 (.
מהדוגמה הנחשבת (5.5), כי הערך המספרי של שיווי המשקל הכימי מתמיד מאפיין את מידת ההמרה של ריאגנטים במוצרים: אם KR (COP) \u003e\u003e 1, מוצרים שולטים במערכת שיווי המשקל, אלה. התגובה הפיך היא זורמת בעיקר בכיוון קדימה, להיפך, אם הרפובליקה של קירגיז (שוטר)<<1, более выраженной является обратная реакция и степень превращения реагентов в продукты невелика.
© 2015-2019 אתר
כל הזכויות להשתייך למחבריהם. אתר זה אינו מתיימר למחבר, אלא מספק שימוש חופשי.
דף יצירת דף: 2016-08-20
כל תגובה כימית מלווה בהפרשת או ספיגת אנרגיה. לרוב, האנרגיה משוחררת או נספגת בצורה של חום (פחות לעתים קרובות - בצורה של אנרגיה קלה או מכנית). זה חום ניתן למדוד. תוצאת המדידה מתבטאת ב Kilodzhoules (KJ) עבור מגיב אחד מתפלל או (פחות לעתים קרובות) להתפלל המוצר התגובה. ערך כזה נקרא אפקט תרמי של התגובה.
האפקט התרמי הוא כמות החום, שהוקצו או נספג על ידי המערכת הכימית כאשר תגובה כימית זורמת לתוכו.
ההשפעה התרמית מסומנת על ידי הדמויות Q או DH (Q \u003d -DH). ערכו מתאים להבדל בין האנרגיות של מצבי התגובה הראשונים של התגובה:
Dh \u003d h con. - H ISCH. \u003d E con. - e ex.
סמלים (ז), (ז) מציינים מצב גזי ונוזלי של חומרים. ייעצויות (טלוויזיה) או (k) - חומר מוצק, גבישי, (מימית) - מומס בחומר מים, וכו '
ייעודו של מצב המצטבר של החומר הוא חיוני. לדוגמה, בתגובה של הבעירה של מימן, מים נוצרו בתחילה בצורה של זוג (מצב גזי), במהלך עיבוי אשר ייתכן שיש כמות מסוימת של אנרגיה. כתוצאה מכך, על היווצרות של מים בצורה של נוזל, ההשפעה התרמית הנמדדת של התגובה תהיה קצת יותר מאשר להיווצרות של קיטור בלבד, שכן יש עדיין חלק של חום במהלך עיבוי אדים.
מקרה מסוים של ההשפעה התרמית של התגובה משמש גם - חום של בעירה. מן השם מאוד ניתן לראות כי החום של הבעירה משמש לאפיין את החומר המשמש דלק. החום של הבעירה מתייחס ערימה אחת של חומר דלק (צמצום סוכן בתגובה חמצון), לדוגמה:
אנרגיה (ה) מאוחסנים במולקולות ניתן לדחות על סולם האנרגיה. במקרה זה, ההשפעה התרמית של התגובה () ניתן להציג באופן גרפי
חוק זה נפתח על ידי הסום בשנת 1840 על בסיס כללי של נתונים ניסיוניים רבים.
7.gtropy. חינם Gibbs אנרגיה. קריטריון אוריינטציה תרמודינמית של התהליך הכימי.
אנטרופיה- זוהי ירידה באנרגיה הזמינה של החומר כתוצאה של העברת אנרגיה. החוק הראשון של התרמודינמיקה קובע כי אי אפשר ליצור אנרגיה או להרוס. כתוצאה מכך, כמות האנרגיה ביקום היא תמיד זהה לזה וכאשר הוא נוצר. החוק השני של התרמודינמיקה הוא קורא, פעולה מחנך של תהליך אחד אמיתי (בלתי הפיך) לא יכול להיות 100% כאשר האנרגיה הופכת לפעולה.
שם δ. ס '- שינוי אנטרופיה, δ -- דפוס משתנה, T.- טמפרטורה תרמודינמית מוחלטת.
כתוצאה מכך, כמות האנרגיה עבור הטרנספורמציה לעבודה או חום מופחתת ברציפות עם הזמן, שכן החום נע באופן ספונטני מאזור חם יותר לאזור קר יותר
Gibbs אנרגיה וכיוון תגובה
בתהליכים כימיים, שני גורמים מנוגדים לפעול באותו זמן - אנטרופיה() אני. אנתלפיה(). ההשפעה הכוללת של גורמים מנוגדים אלה בתהליכים המתרחשים בלחץ וטמפרטורה מתמדת קובעת את השינוי אנרגיה gibbs.():
מתוך ביטוי זה, כי, כלומר, דו"ח הוא גדל בחום על עלייה באנטרופיה (), חלק זה של האנרגיה אבוד עבור עמלה של התועלת (התפוגג לתוך הסביבה בצורה של חום), זה לעתים קרובות המכונה האנרגיה. חלק נוסף של החום () ניתן להשתמש כדי לבצע עבודה, כך gibbs אנרגיה נקרא לעתים קרובות אנרגיה חופשית.
אופי השינוי באנרגיה של גיבס מאפשר לשפוט את האפשרות העיקרית לעיבוד התהליך. כאשר התהליך יכול לדלוף, הנסיגה לא יכולה לזרום (במילים אחרות, אם האנרגיה Gibbs במצב הראשוני של המערכת גדולה יותר מאשר בסופו של דבר, התהליך יכול להיות אוסרני ביסודו, אם זה לא יכול). אם, המערכת נמצאת במצב של שיווי משקל שימר.
אנרגיה חופשית gibbs.(או בפשטות gibbs אנרגיה, או פוטנציאל גיבס, או פוטנציאל תרמודינמיבמובן הצר) - זהו ערך המציין את השינוי באנרגיה במהלך התגובה הכימית ובכך נותן את התשובה לשאלת האפשרות העיקרית של תגובה כימית; סוג סקר פוטנציאלי זה:
Gibbs אנרגיה ניתן להבין כמערכת אנרגיה כימית מלאה (קריסטל, נוזלי, וכו ')
הרעיון של אנרגיה Gibbs הוא בשימוש נרחב thermodymicihimi.
הזרימה הספונטנית של תהליך איסובארו-איזותרמיות נקבעת על ידי שני גורמים: אנתלפיה, הקשורה לירידה באניכאי (ΔH), ואת האנטרופיה T Δs, בשל הגידול בהפרעה במערכת בשל צמיחתו בחום שלה . ההבדל בין גורמים תרמודינמיים אלה היא פונקציה של מערכת של מערכת הנקראת פוטנציאל Isobaro-Isothermal או אנרגיה חופשית של גיבס (G, KJ)
ההגדרה הקלאסית של אנרגיית גיבס היא הביטוי
איפה - אנרגיה, ביטוי, -p, הוא מיקסר מוחלט, -NTropy.
Gibbs אנרגיה דיפרנציאלית עבור מערכת עם מספר קבוע של חלקיקים, לידי ביטוי במשתנים משלה - בידוד פריט:
עבור מערכת עם מספר חלקיקים משתנים, דיפרנציאלי זה נכתב כדלקמן:
הנה פוטנציאל כימי שניתן להגדיר את האנרגיה שיש להפקיע להוסיף חלקיק נוסף למערכת.
זוהי גודל המציג את רמת שינוי האנרגיה בתהליך התגובה הכימי, וכתוצאה מכך, התשובה לשאלה על האפשרות של תגובות כימיות זורמות. פוטנציאל כזה יכול להיעשות עבור האנרגיה הכימית המלאה של המערכת (נוזלי, קריסטל, וכו '). האנרגיה החופשית של גיבס נמצאת בשימוש נרחב בכימיה ובתרמודינמיקה.
דליפה ספונטנית נקבעת על ידי הגורמים הבאים: אנתלפיה ואנטרופיה. הראשון קשור לירידה באנתלפיה של המערכת, והשני נובע מגידול ברמת ההפרעה בתוך המערכת בשל הגידול באנטרופיה. ההבדל של הגורמים התרמודינמיים המתוארים הוא פונקציה של מדינות המערכת, אשר ידוע כמו פוטנציאל Isobaro-Isothermal, או אנרגיה חופשית של Gibbs (G, KJ).
הספונטניות של תהליך זרימת המערכת הפתוחה והסגור מתוארת על ידי קריטריון מיוחד בשם פוטנציאל גיבס. למעשה, זוהי פונקציה של מדינה. ד 'גיבס, כאשר הוא עבד עם מערכות תרמודינמיות, הביא את הפונקציה הזאת באמצעות אנתלפיה ואנטרופיה. האנרגיה החופשית של גיבס מאפשרת לך לחזות את הכיוון של תהליך הביולוגי הספונטני, וגם להעריך את היעילות התיאורטית שלה.
לגבי השני, מסקנות Gibbs ניתן לגבש כדלקמן: עם לחץ קבוע וערכי טמפרטורה ללא חשיפה מבחוץ, המערכת תשמור על רמת הזרימה הספונטנית רק לתהליכים, כתוצאה של אשר הערכים של הערך הפוטנציאלי של גיבס יתרחש לרמה של המינימום הוקם. אז, המערכת קובעת את החושית של אנרגיה חופשית. לכן, פוטנציאל גיבס הוא אנתלפיה חופשית במערכת Isothermal Isobaric. תן לנו להסביר מדוע הוא ממוזער. זה מוסבר על ידי ההנחה החשובה ביותר של שיווי משקל תרמודינמיקה, כלומר: מצב זה תחת מצב של לחץ וטמפרטורה מתמדת פירושו כי רמת האנרגיה נדרשת לשינוי הבא, וזה אפשרי רק כאשר שינוי גורמים חיצוניים.
ומה אתה מבין תחת אנרגיה חופשית? תחת מונע זה מרמז על תהליך קבלת כמות בלתי מוגבלת של אנרגיה ללא או עם עלויות אנרגיה קלה. כלומר, האנרגיה המתקבלת מתחנת ההידרואלקטריים, גנרטור הרוח הוא אנרגיה חופשית, כי לא הוצאנו את האנרגיה שקרני השמש נפלו על הקרקע, המים בנהר זרמו או פוצצו את הרוח. יש קבוצה עצומה של מקורות כאלה סביבנו, רובם עדיין לא ידועים על ידי המדע. זה מעת לעת "stumbled" ניסויים שונים הממציאים. אחת ההמצאות האלה היתה האנרגיה החופשית של טסלה. כפי שהאמין המדען, האנרגיה שקיבלה נוצרה מאתר (ואקום). חבל כי המצאתו לא הועברה לקצה ההגיוני. עם זאת, תגליות אלה ממשיכות להסתיים, תהליך זה לא נעצר. עד כה, יש הרבה פטנטים להמצאות, הבסיס של אשר הוא אנרגיה חופשית. התרשים של אחד ממכשירים אלה ניתנת לעיל.
הזרימה הספונטנית של תהליך איסובארו-איזותרמי נקבעת על ידי שני גורמים: אנתלפיה, הקשורה לירידה באנתלפיה של המערכת (Δ H.), ואנטרופיה T.Δ ס 'הנגרמת על ידי גידול בהפרעה במערכת עקב הצמיחה של האנטרופיה שלה. ההבדל בין גורמים תרמודינמיים אלה הוא פונקציה של מצב מערכת, הנקרא פוטנציאל Isobaro-Isothermal או אנרגיה חופשית של גיבס ( ז ', KJ):
ב δ. ז ' G \u003d 0, שבו מדינת שיווי המשקל של התהליך הפיך; Δ. ז ' \u003e 0 מציין שהתהליך נדחתה תרמודינמית (איור 4.4).
איור 4.4. שינוי האנרגיה של גיבס: תהליך הפיך; ב - תהליך בלתי הפיך. |
משוואה לשחזר (4.2) כמו δ H. = Δ ז ' + T.Δ ס ', אנו מקבלים כי אנתלפיה של התגובה כוללת את האנרגיה החופשית של gibbs ו "ללא תשלום" אנרגיה δ ס ' · T.. גיבס אנרגיה, שהיא ירידה של ISOBARIC ( - \u003d const) פוטנציאל שווה עבודה שימושית מקסימלית. ירידה במסלול התהליך הכימי, δ ז ' מגיע למינימום בזמן שיווי המשקל (Δ ז ' \u003d 0). המונח השני δ. ס ' · T. (גורם האנטרופיה) מייצג את החלק הזה של האנרגיה של המערכת, אשר בטמפרטורה זו לא יכול להיות הפך לפעולה. אנרגיה זו הקשורה היא מסוגלת רק כדי להתפוגג לתוך הסביבה בצורה של חום (הצמיחה של chauticness של המערכת).
לכן, בתהליכים כימיים באותו זמן, אספקת האנרגיה של המערכת (גורם אנתלפיה) ואת מידת ההפרעה שלו (גורם אנטרופיה שאינה מבצעת אנרגיה).
ניתוח של משוואה (4.2) מאפשר לך להקים איזה גורמים שמרכיבים את האנרגיה של גיבס אחראי לכיוון זרימת תגובה כימית, אנתלפיה (δ H.) או אנטרופיה (δ ס ' · T.).
- אם δ. H. S\u003e 0, תמיד δ ז '
- אם δ. H. \u003e 0 ו δ ס ' G\u003e 0, ואת התגובה עם ספיגת החום ואת הירידה באנטרופיה היא בלתי אפשרית בכל הנסיבות.
- במקרים אחרים (δ H. S\u003e 0, δ ס ' \u003e 0) הירשם Δ ז ' תלוי ביחס δ H. ו T.Δ ס '. התגובה אפשרית אם היא מלווה בירידה בפוטנציאל האיזובארי; בטמפרטורת החדר כאשר הערך T. בדרך כלל, ערך T.Δ ס ' גם קטן, ובדרך כלל לשנות את אנתלפיה יותר T.Δ ס '. לכן, רוב התגובות המתרחשות בטמפרטורת החדר הם exothermic. ככל שהטמפרטורה גבוהה יותר, כך T.Δ ס ', ואפילו תגובות endothermic להיות מיושם.
אנו ממחישים את ארבעה מקרים אלה עם תגובות רלוונטיות:
Δ H.
Δ ס ' > 0 |
C 2H 5-O - C 2H 5 + 6O 2 \u003d 4CO 2 + 5H 2O |
|
Δ H. > 0 |
התגובה אינה אפשרית |
|
Δ H. Δ ס ' Δ ז ' > 0, Δ ז ' |
N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3 (אפשרי בטמפרטורות נמוכות) |
|
Δ H. > 0 |
N 2o 4 (g) \u003d 2no 2 (g) (אפשרי בטמפרטורה גבוהה). |
כדי לאמוד את הסימן δ ז ' התגובה חשובה לדעת את הערכים δ H. ו δ. ס ' התהליכים האופייניים ביותר. Δ. H. היווצרות של חומרים מורכבים δ H. התגובות נמצאות בתוך 80-800 KJ ∙. אנתלפיה תגובת הבעירה היא תמיד שלילית והוא אלפי KJ ∙. אנתלפיה של מעבר שלב היא בדרך כלל פחות מאנתלפיה של היווצרות ואת התגובה הכימית δ - עשרות KJ ∙, Δ ו δ הם 5-25 KJ.
תלות δ. H. הטמפרטורה מתבטאת על ידי היחס δ H T. = Δ H. ° + Δ C p. · Δ T.שם δ. C p. - שנה את קיבולת החום של המערכת. אם, בטווח הטמפרטורה 298 K - T, ריאגנטים לא עוברים טרנספורמציות שלב, ולאחר מכן δ C p. \u003d 0, ועל חישובים באפשרותך להשתמש בערכים של δ H. °.
אנטרופיה של חומרים בודדים הוא תמיד גדול יותר מאשר אפס טווחים מן עשרות עד מאות J ∙ mol -1k -1 (לוח 4.1). הירשם Δ. ז ' קובע את הכיוון של התהליך האמיתי. עם זאת, כדי להעריך את היתכנות של התהליך בדרך כלל להשתמש בערכים של אנרגיה סטנדרטית של gibbs δ ז ' °. הערך הוא δ. ז ' ° לא ניתן להשתמש כקריטריון הסתברות בתהליכים endothermic עם עלייה משמעותית ב- Entropy (מעברי שלב, תגובות פירוק תרמי כדי ליצור חומרים גזים, וכו '). תהליכים כאלה יכולים להתבצע בשל גורם האנטרופיה, בתנאי
משימות ובדיקות בנושא "תרמודינמיקה כימית. גיבס אנרגיה"
- יסודות כימיים. אלמנטים כימיים סימנים - מושגים כימיים ראשוניים וייצוגים תיאורטיים 8-9 בכיתה
שיעורים: 3 משימות: 9 בדיקות: 1