Spontani i proceseve në sistemet e hapura dhe të mbyllura është përshkruar përmes një kriter të veçantë që quhet Gibbs Energy. Është një funksion i shtetit. D.u. Gibbs, duke punuar me sisteme termodinamike, arriti të sjellë atë përmes entropisë dhe enthalpy. Gibbs Energjisë, në veçanti, bën të mundur parashikimin e fokusit të proceseve spontane biologjike dhe të vlerësojë efikasitetin e tyre të arritshëm teorikisht.
Nëse aplikoni konkluzionet e Gibbs në të dytën, formulimi do të jetë si më poshtë: me presion të përhershëm (const) dhe temperaturën pa ndikim të jashtëm, sistemi mund të mbështesë rrjedhën spontane të vetëm proceseve të tilla, pasojë e reduktimit të nivelit të energjisë së Gibbs për të Vlera që ndodh kur ndodh minimumi i përcaktuar. Ekuilibri i çdo sistemi termodinamik do të thotë pandryshueshmëria e energjisë së specifikuar (minimale). Prandaj, Gibbs Energjia është potenciali (enthalpy falas) në sistemet isobaro-izotermale. Le të shpjegojmë pse tani është minimumi. Fakti është se kjo është një nga postulat më të rëndësishme të ekuilibrit në termodinamikë: kjo gjendje në pandryshueshmërinë e temperaturës dhe presionit do të thotë që për ndryshimin e ardhshëm është e nevojshme për të rritur nivelin e energjisë, dhe kjo është e mundur vetëm kur ndryshon ndonjë të jashtme faktorë.
Shkrimi i letrës - G. numerikisht i barabartë me dallimin midis entuziazmit të njohur dhe vlerës së temperaturës së temperaturës në entropinë. Kjo është, Gibbs Energjia mund të shprehet përmes formulës së mëposhtme:
ku s është entropia e sistemit; temperatura termodinamike; H - Enthalpy. Entropia e sistemit në këtë formulë përfshihet në mënyrë që të marrë parasysh faktin se temperatura e lartë çon në një rënie në gjendjen e urdhëruar të sistemit (çrregullim), dhe më e ulta është e njëjta mënyrë.
Që nga Gibbsova Energy, dhe Enthalpy - një nga funksionet e sistemit në termodinamikë, me anë të ndryshimit G ose H, është e mundur të karakterizohet transformimet kimike. Nëse një ndryshim në Gibbs Energjia është dhënë gjithashtu, atëherë ajo është referuar si klasë termokimike.
Në lidhje me këtë energji, rregulli i gjess mund të formulohet: nëse presioni dhe temperatura janë të pandryshuara, krijimi i substancave të reja nga fillimi (reagents bazë) çon në faktin se energjia në sistem ndryshon, ndërsa lloji i reagimeve ndodhin dhe shuma e tyre nuk ndikon në rezultatin.
Meqenëse energjia e përmendur në artikull është një vlerë e ndryshueshme, atëherë u prezantua koncepti i "Energjisë Standard Gibbs" për të përmbushur llogaritjet. Kjo vlerë është e pranishme në çdo direktori kimike, numerikisht të barabartë me 298 KJ / MOL (vini re se dimensioni është saktësisht i njëjtë si për çdo energji tjetër molare). Kjo vlerë ju lejon të llogarisni ndryshimin për pothuajse çdo proces kimik.
Nëse ka një ndikim të jashtëm gjatë rrjedhës së sistemit (puna), vlera e energjisë së Gibbs rritet. Reagimet e tilla i referohen endergjenës. Prandaj, nëse vetë sistemi bën një punë, duke shpenzuar energji, atëherë ne po flasim për manifestime ushtrimore.
Koncepti i Gibbs Energjisë ka gjetur përdorimin më të gjerë në kimi moderne. Për shembull, sinteza e polimerit bazohet në reagimet e bashkëngjitura. Kur ato kryhen, disa grimca janë të kombinuara në një, ndërsa vlera e entropisë zvogëlohet. Bazuar në formulën e Gibbs, mund të argumentohet se efekti i jashtëm (për shembull, temperatura e lartë) mund të nxjerrë një reaksion të ngjashëm ekzotermik të pranimit, i cili konfirmohet në praktikë.
Udhëzimet metodike dhe detyrat për punën e kontrollit në kimikë: modelet e proceseve kimike.
I. Udhëzime metodike.
Gjeneral.
Modelet e proceseve kimike janë subjekt i studimit të dy seksioneve të kimisë: termodinamikë kimike dhe kinetikë kimike.
Termodinamika kimike studion efektet energjetike të reagimeve, drejtimin dhe kufijtë e tyre të rrjedhjes spontane.
Objekti i studimit në termodinamikën kimike është një sistem termodinamik (në të ardhmen, thjesht sistemi) është një kombinim i substancave ndërvepruese, mendërisht ose në të vërtetë të ndara nga mjedisi.
Sistemi mund të jetë në shtete të ndryshme. Gjendja e sistemit përcaktohet nga vlerat numerike të parametrave termodinamikë: temperatura, presioni, përqendrimet e substancave, etj. Kur ndryshon vlerën e të paktën një prej parametrave termodinamikë, për shembull, ndodhin ndryshimet e temperaturës. Ndryshimi i statusit të sistemit quhet një proces termodinamik ose thjesht proces.
Proceset mund të vazhdojnë me shpejtësi të ndryshme. Studimi i shpejtësisë së proceseve dhe faktorëve që prekin ato është i angazhuar në një seksion të kimisë të quajtur kinetikë kimike.
Në varësi të kushteve të tranzicionit të sistemit nga një shtet në tjetrin, në termodinamikën kimike ka disa lloje të proceseve, më të thjeshta prej të cilave janë izotermale, që rrjedhin në një temperaturë konstante (t \u003d const), isobaric, që rrjedh në një Presioni i vazhdueshëm (p \u003d const), isoohorn, me një vëllim konstant (V \u003d Const) dhe Adiabatic, i cili kryhet pa shkëmbyer ngrohje midis sistemit dhe mjedisit (q \u003d const). Më shpesh në termodinamikë kimike të reagimit konsiderohen si isobaro-izotermal (p \u003d const, t \u003d\u003d const) ose isochorean-izotermal (V \u003d Const, T \u003d\u003d Const).
Më shpesh në termodinamikë kimike, reagimet që rrjedhin sipas kushteve standarde, i.e. Me temperaturën standarde dhe gjendjen standarde të të gjitha substancave. Temperatura e 298k është miratuar si standard. Gjendja standarde e substancës është kushti i saj në një presion prej 101.3 kPa. Nëse substanca është në zgjidhje, gjendja e saj merret për standardin në një përqendrim prej 1 mol / l.
Subjekti i shqyrtimit të termodinamikës kimike janë procese.Për të karakterizuar proceset, termodinamika kimike operon me vlera të veçanta të quajtura funksionet e shtetit: U - Energjia e brendshme. H - EnTalpy, S - Entropy, G - Gibbs Energjisë dhe F - Helmholts Energy. Karakteristikat sasiore të çdo procesi janë ndryshimet në funksionet e shtetit, të cilat përcaktohen nga metodat e termodinamikës kimike: R. U, r. H, r. S, r. G, r. F.
2. Llogaritjet termokimike.
(Detyrat №№1-20)
Llogaritja termokimike është të përcaktojë efektin termik të reagimit (ngrohjes së reagimit). Reagimi i nxehtësisë, i quajtur sasia e nxehtësisë së dedikuar ose të absorbuar . Nëse gjatë reagimit të nxehtësisë është lëshuar, një reagim i tillë quhet ekzotermik, nëse nxehtësia absorbohet, reagimi quhet endotermik.
Vlera numerike e nxehtësisë së reagimit varet nga metoda e sjelljes së saj. Në një proces isochorine, të kryer me të
V \u003d const , Reagimi i nxehtësisë qv \u003d
r. U, në procesin e Isobaric kur
P \u003d.
Snst. Efekti termik QP \u003d
r. H.
Kështu, llogaritja termokimike është të përcaktojë madhësinë e ndryshimit ose energjisë së brendshme, ose enthalpy gjatë reagimit. Që nga shumica dërrmuese e reagimeve të vazhdojë në kushtet isobarike (për shembull, është e gjitha reagimet në anijet e hapura nën presionin atmosferik), kur kryejnë llogaritjet termokimike, pothuajse gjithmonë llogaritet RN. Nese nje
r. N.< 0, то реакция экзотермическая, если же
r. N\u003e 0, atëherë reagimi është endotermik.
Llogaritjet termokimike prodhohen duke përdorur pasojat e gessa : efekti termik i reagimit është i barabartë me sasinë e nxehtësisë (enthalpy) të formimit të produkteve të reagimit më pak sasinë e nxehtësisë (enthalpy) të formimit të reagentëve.
Ne shkruajmë ekuacionin e reagimit në formën e përgjithshme: AA + BB \u003d SS + DD. Sipas pasojave të ligjit të gjestit, nxehtësia e reagimit përcaktohet nga formula:
r. H \u003d (cr. N obr, c + dr. N arrh, d) - (dher. H obr, a + br. N obr, b) (2.1)
kuvertë N -nxehtësia e reagimit; RN OBR - nxehtësia (enthalpy) e formimit, respektivisht, produktet e reagimit C dhe D dhe reagentët A dhe B; C, D, A, B - koeficientët në ekuacionin e reagimit, të quajtur stoichiometric dhe koeficientët.
Vlerat themelore në formulë (2.1) janë të nxehtit (enthalpy) të formimit të reagentëve dhe produkteve. Ngrohja (enthalpy) e formimit të kompleksit quhet efekt termik i reagimit, gjatë të cilit 1 mol të këtij kompleksi është formuar nga substanca të thjeshta të vendosura në fazat dhe modifikimet termodinamike të qëndrueshme 1) . Për shembull, nxehtësia e formimit të ujit në një gjendje të avullit është gjysma e nxehtësisë së reagimit të shprehur nga ekuacioni: 2n 2 (g) + o 2 (g) \u003d 2n 2 o (g). Dimensioni i nxehtësisë së arsimit është KJ / MOL.
Në llogaritjet termokimike të nxehtësisë së reagimeve, si rregull, përcaktohen për kushtet standarde për të cilat formula (2.1) fiton formularin:
r. H ° 298 \u003d (mer. H ° 298, ARRh, C + Dr. H ° 298, ARR, D) - (dher. H ° 298, O6R, A + Br. H ° 298, ARR, C) (2.2)
ku RN ° 298 është nxehtësia standarde e reagimit ndaj KJ (standardi i madhësisë tregohet nga indeksi i sipërm "O") në një temperaturë prej 298k. RN ° 298, arr. - Ngrohja standarde (enthalpy) e formimit të komponimeve është gjithashtu në një temperaturë prej 298k. Vlerat e RN ° 298, arr. Të përcaktuara për të gjitha lidhjet dhe janë të dhëna tabelare. 2)
Shembulli 2.1 . Llogaritja e efektit termik standard të reagimit, të shprehur nga ekuacioni: Caso 3 (t) \u003d CAO (T) + CO2 (g).
Në përputhje me hetimin e ligjit të gjess, shkruani:
r. H 0 298 \u003d (r. H ° 298, ARR, me SH.A + +r. H ° 298, obr.so2) -r. H ° 298, OBR, SASO3
Zëvendësimi në vlerat e tabelës së tabelës së shënuar vlerat e tabelës së nxehtësisë standarde të formulës së komponimeve çon në rezultatin e mëposhtëm:
r. H ° 298 \u003d ((-635,1)+ (-393,51)) - (-1206) = 177,39 kJ.
Siç shihet,r. H ° 298\u003e 0, e cila tregon karakterin endotermik të këtij reagimi.
Në termokimistry, efektet termike zakonisht tregohen në ekuacionet e reagimit.I tillë ekuacionet me efektin termik të caktuar quhen termochemical.
Ekuacioni termokimik i reagimit në shqyrtim është regjistruar:
SASO3 (T) \u003d Sao (T) + CO2 (g); RN ° 298 \u003d 177,39 KJ.
Shembulli 2.2.Llogaritja e reagimit të ngrohjes standarde me një ekuacion të theksuar:
4nh 3 (g) + 5o 2 (g) \u003d 4no (g) + 6n 2 o (g).
Sipas pasojës së ligjit të gjestit, shkruani 3) :
rN ° 298 \u003d (4RN ° 298, arr. N O + 6RN ° 298, OBR, H 2 O) - 4RN ° 298 , OB, NH 3
Zëvendësimi i vlerave të tabelës së nxehtësisë standarde të edukimit të përbërësve të përfaqësuar në formulën, marrim:
rN ° 298. = (4(90,37) + 6(-241,84)) - 4 (-4b, 19)= - 904.8 kj .
Ngrohja negative e reagimit tregon ekzotermikun e procesit.
Regjistrojnë ekuacionin termokimik të këtij reagimi
4nh3 (g) + 5o 2 (g) \u003d 4no (g) + 6n 2 o (g); RN ° 298 \u003d - 904.8 KJ
_______________________________________________________________________________
1) Shtetet e substancave në ekuacionet e reagimit tregohen duke përdorur indekset e letrës: (k) - kristaline, (t) - të ngurta, (g) - të lëngshme, (g) - të gazta, (p) - të tretur.
2) sipas përkufizimit, RN ° 298, arr. Substancat e thjeshta janë zero.
3) H ° 298, OBR, O2 në formulën nuk duket për shkak të barazisë së saj zero.
Efekti termokimik në ekuacionin termokimik i referohet shumave të substancave të treguara nga koeficientët stoichiometric. Pra, në shembullin e konsideruar 2.2. Regjistrimi r H ° 298 \u003d - 904.8 KJdo të thotë se kjo shumë e nxehtësisë është e theksuar nëse 4 moles nnz me 5 milje o 2 ndërveprojnë , si rezultat, 4 moles jo dhe 6 moles n 2 o. janë formuar. Nëse numri i pjesëmarrësve në reagim është i ndryshëm, tjetri do të jetë kuptimi i efektit termik.
Shembulli 2.3.Llogaritja e nxehtësisë së reagimit të diskutuar në. Shembulli 2.2., Nëse:
a) 2 Lutja Merrni pjesë në reagimO 2.;
B) 34g marrin pjesë në reagim. Nn;
c) 11.2 litra janë formuar në reagim. Nr.
Le të jetë X një kuptim i panjohur i efektit termik, i cili është nga përmasat e mëposhtme:
a) proporcioni është zgjidhur: 2/5= x (-904.8). Ku x \u003d 2 (-904,8) / 5= - 361.92 kJ.
b) me peshë 1 mol NH 3 të barabartë me 17g. (Mass 1 Lutja në gram është numerikisht e barabartë me shumën e masave atomike). Rrjedhimisht, numri i 3 moles e përfshirë në reagim është:
p \u003d 34/17 \u003d 2. Sipas kësaj ne përpilojmë përqindjen: 2/4= x / (- 904.8).
Ku x \u003d 2 (-904,8) / 4= - 452.4 kJ.
(c) Në përputhje me ligjin e Avogazmës, 1 Mol të çdo gazi në kushte normale zë një vëllim prej 22.4 litrash. Prandaj, numri i moles e formuar në reagim është e barabartë me:
n \u003d 11.2 / 22.4= 0,5 . Ne përpilojmë proporcionin: 0.5 / 4 \u003d x / (- 904.8). Ku H.= 0,5(-904,8)/4 = -113.1 kJ.
Efektet termike të reagimeve natyrisht varen nga kushtet e rrjedhjes së tyre, por kjo varësi është shprehur dobët. Në gamën e temperaturës dhe presionin, e cila ka një vlerë praktike, ndryshimin në madhësinë e nxehtësisë së reagimeve, si rregull, nuk kalon 5%. Prandaj, në shumicën e llogaritjeve termokimike për çdo kusht, nxehtësia e reagimit merret e barabartë me efektin standard termik.
Reaksioni kimik i energjisë Gibbs.
(Detyrat №№21-40)
Energjia e reagimit të Gibbs quhet ndryshimi në energjinë e Gibbsr. G kur reaksioni kimik rrjedh. Që nga energjia e sistemit të Gibbs C \u003d H - TS, ndryshimi i tij në proces përcaktohet nga formula:
r. G. \u003d Rn -trs. (3.1)
ku t - temperatura absolute në Kelvin.
Energjia e Gibbs e reaksionit kimik karakterizon mundësinë e rrjedhjes spontane të saj në presion të vazhdueshëm dhe temperaturën në P, T \u003d Const). Nese nje r. G.< 0, то реакция может протекать самопроизвольно, при r. G\u003e 0 Rrjedha spontane e reagimit është e pamundur, nëse r. G \u003d 0, sistemi është në një gjendje ekuilibri.
Për të llogaritur fuqinë e Reagimit të Gibbs nga Formula (3.1), RN dhe RS janë përcaktuar veçmas veç e veç. Në të njëjtën kohë, në shumicën e rasteve, një varësi e dobët e vlerave të ndryshimit në entalpy të RN dhe Entropisë RS në kushtet e rrjedhës së reagimit, dmth. Gëzoni përafrime:
rn = rN ° 298 dhe Rs \u003d Rs ° 298. (3.2)
Prodhimi standard i nxehtësisë së reaksionit RN ° 298 është përcaktuar duke përdorur pasojën e ligjit të GAMES me ekuacion (2.2), dhe entropia standarde e Entropisë së Reagimit të AA + BB \u003d SS + DD llogaritet nga formula:
rs ° 298 \u003d (CS ° 298, C + DS ° 298, D) - (AS ° 298, A + BS ° 298, B) (3.3)
ku Rs ° 298 është vlerat e tabelës së entropisë standarde absolute të komponimeve në J / (MOLK), dhe Rs ° 298 është entropia standarde e reagimit në J / K.
Shembulli 3.1.Llogaritja e energjisë së reagimit të gibbëve të shprehura nga ekuacioni
4nh 3 (g) + 5o 2 (g) = 4 Jo (g) + 6n 2 o (d)me një presion prej 202.6 kPa dhe një temperaturë prej 500 ° C (773k).
Sipas gjendjes, reagimi vazhdon me vlerat praktikisht reale të presionit dhe temperaturës në të cilën e përafrimi është i vlefshëm (3.2), i.e.:
r. H 773 \u003d.r. N.° 298 \u003d - 904.8 kj= - 904800 J. (shih shembullin 2.2). porr. S. 773 \u003d R. S.° 298. Vlera e entropisë standarde të reagimit të llogaritur nga formula (3.3) është:r. S ° 298 \u003d (4S ° 298, n 0 + 6s ° 298, H20) - (4S ° 298, NH 3 + 5S ° 298, O2) \u003d (4 * 210.62 + 6 * 188.74) - (4 * 1O92, 5 + 5 * 205.03) \u003d 179,77J / k
Pas zëvendësimit të vleraver. H ° 298 dher. S ° 298 në formulë (3.1) Ne marrim:
r. G 773 \u003d.r. H773 - 773.r. S. 773 \u003d N.° 298. - 773 r. S.° 298. =
\u003d - 904800 - 773 * 179.77 \u003d 1043762 j \u003d - 1043,762 KJ
Vlera negative që rezulton e fuqisë së reagimit të Gibbs G 773. Tregon se ky reagim në kushtet themelore mund të ndodhë spontanisht.
Nëse reagimi vazhdon në kushte standarde në një temperaturë prej 298K, llogaritja e energjisë së Gibbs (Energjia Standard Reagimi i Gibbs) mund të bëhet në mënyrë të ngjashme me llogaritjen e nxehtësisë standarde të reagimit sipas formulës, e cila për reagimin e shprehur nga AA + BB Ekuacioni \u003d SS + DD, ka formën:
r. G.° 298 \u003d (mer. G.° 298, mbërritja, me+ Dr. G.° 298. Prof, D) - (ar. G.° 298. Prof A + Brg. ° 298 ,oBR, B. ) (3.4)
ku R. G.° 298. Prof - arsimi i arsimit standard të Gibbs në KJ / MOL (vlerat e tabelës) - energjia e reagimit të Gibbs në të cilën 1 mol të këtij kompleksi është formuar në një gjendje standarde, nga substanca të thjeshta, gjithashtu në gjendje standarde 4) , r. G.° 298 - Reaksioni standard i Gibbs në KJ.
Shembull3.2. Llogaritja e energjisë standarde të reagimit të Gibbs nga ekuacioni:
4NH 3 + 5O 2 = 4 Nr. + 6n 2 O.
Në përputhje me formulën (3. 4) shkruani 5):
rg. ° 298 = (4 r. G ° 298, jo + 6r. G ° 298, .h2o) -4r. G ° 29 8., NH3
Pas zëvendësimit të vlerave të tryezësr. G ° 298.verse Ne marrim:
r. G ° 298.= (4(86, 69) + 6(-228, 76)) - 4 (-16, 64) = -184,56 kJ.
Sipas rezultatit, mund të shihet se në të njëjtën mënyrë si në shembullin 3.1, sipas kushteve standarde, reagimi në shqyrtim mund të ndodhë spontanisht.
Nga formula (3.1), është e mundur të përcaktohet gamën e temperaturës së rrjedhës së reagimit spontan. Meqenëse gjendja e rrjedhjes së reagimit spontan është negativitet
RG (RG.< 0), определение области температур, в которой реакция может протекать самопроизвольно, сводится к решению относительно температуры неравенства (rН – ТrS) < 0.
Shembulli 3.3.Përcaktimi i sipërfaqes së temperaturës së provës spontane të reagimit të SAO 3 (t) = Saa (t) + me 2 (d).
Gjejr. N I.r. S:
r. N \u003d.r. H ° 298 \u003d 177.39 KJ \u003d 177 390 J (shih Shembull 2.1)
r. S \u003d.r. S ° 298 \u003d (S ° 298. Saa +. S ° 298. me 2 ) - S ° 298. CO3 \u003d (39.7 + 213.6) - 92.9 \u003d 160.4 j / k
Ne zëvendësojmë vleratr. N dher. S në pabarazi dhe zgjidh atë në lidhje me T:
177390 – T * 160.4<0, или 177390 < Т * 160,4, или Т > 1106. Ata. Në të gjitha temperaturat, më e madhe 1 106K, do të mohohet do të sigurohet. R. G dhe, prandaj, në këtë varg temperatura do të jetë e mundur rrjedhja spontane e reagimit në shqyrtim.
Kinetikë kimike.
(Numri 41 - 60)
Siç është theksuar tashmë, kinetika kimike është një seksion i kimisë, duke studiuar shpejtësinë e reagimeve dhe ndikimin e faktorëve të ndryshëm mbi to.
Në një proces homogjen (njëfazor), flukset e reagimit në të gjithë sistemin dhe shpejtësinë e saj karakterizohet nga një ndryshim në përqendrimin e ndonjë reagenti, ose ndonjë produkti për njësi të kohës. Shpejtësia mesatare e CP \u003d ± RC / RT dallon, ku RC është një ndryshim në përqendrimin molar për periudhën RT, dhe shpejtësia e vërtetë në kohë T, e cila rrjedh nga përqendrimi me kohë: V \u003d ± dc / dt . Shpejtësia e çdo reagimi të veçantë në mungesë të një katalizatori varet nga përqendrimet e reagentëve dhe temperatura . Shpejtësia e reaksioneve heterogjene që ndodhin në sipërfaqen ndërfaciale të seksionit varet nga vlera e kësaj sipërfaqeje.
_______________________________________________________________________________________
4) Sipas përkufizimit, Gibbs Standard Energjia e formimit të substancave të thjeshta është zero.
5) R. G ° 298, o 2 Në shprehje, nuk duket në pikëpamje të barazisë së saj zero.
Efekti i përqendrimeve të reagentëve në normën e reagimit është themeluar me ligjin e masave aktive: në një temperaturë fikse, shkalla e reagimit është proporcionale me produktin e përqendrimeve të reagentëve në gradë të barabartë me koeficientët stoichiometric. Për AA + BB Reagimi \u003d Shprehja matematikore SS + DD e ligjit të masave aktive, të quajtur ekuacioni i reagimit kinetik regjistruar:
V \u003d kc a dhe me b b (4.1)
ku k - koeficienti i proporcionalitetit, duke mbajtur emrin e vazhdueshëm të shpejtësisë,Me një dhe me B - Përqendrimet molare të reagentëve, A dhe B - koeficientët e tyre stoichiometric. Shuma e gradave në ekuacionin kinetik quhet rendi i reagimit.
Shembulli 4.1.Ekipi kinetik Ekuacioni 2n 2 (g) + o 2 (g) \u003d 2n 2 o (d) është shkruar:
V.\u003d kc h 2 2 C o2. Procedura teorike për këtë reagim është tre.
Në ekuacionet kinetike të substancave Reagimet e përqendrimit në shtetin e kondensuar, për shkak të invarabilitions e tyre nuk janë të treguara. Këto përqendrime të vazhdueshme janë të përfshira në shpejtësinë e vazhdueshme.
Shembulli 4.2.Ekuacioni kinetik i një reagimi heterogjen që rrjedh sipas ekuacionit 2C (t) + o 2 (g) \u003d 2 (g) ka formën:V. = cOP O2 - Reagimi i rendit të parë.
Sipas ligjit të masave aktive, shkalla e reagimit ndryshon kur përqendrimet e reagentëve ndryshojnë. *
Shembulli 4.3. Llogaritja e ndryshimeve në shkallën e reagimit prej 2n2 (g) + o 2 (g) \u003d 2n 2 o (g) me një rënie në përqendrimin e hidrogjenit për 2 herë.
Sipas ekuacionit (4.1). Norma fillestare e reagimit v 1 \u003dkC H 2. 2 / C o2. , dhe shkalla e reagimit në një përqendrim të hidrogjenit është 2 herë më pak e përcaktuar nga raporti:
V 2.\u003d k (me h 2 / 2) 2 Me o2. - Në fund kemi v 2/V 1.= 1/4, i.e. Shkalla e reagimit zvogëlohet 4 herë.
Në reagimet me gazra, duke ndryshuar përqendrimet e reagentëve dhe, për rrjedhojë, duke ndryshuar shpejtësinë është më e lehtë për të bërë një ndryshim në volumin e sistemit duke ndryshuar presionin. Sipas ekuacionit Mendeleev - Klapirone, vëllimi i gazit zvogëlohet, dhe përqendrimi i saj molar rritet në kaq shumë herë, për sa kohë që presioni rritet.
Shembulli 4.4. Llogaritja e ndryshimeve në shkallën e reagimit prej 2n 2 (g) + o 2 (g) \u003d 2h 2 o (g) me një rritje të presionit me 2 herë.
Norma e reagimit në një rritje të presionit v 1 \u003dkC H 2. 2 / C o2. - Me një rritje të presionit, 2 herë volumi i sistemit është zvogëluar me 2 herë, dhe në lidhje me të cilën përqendrimi i çdo gazi rritet me 2 herë dhe bëhet i barabartë me hidrogjenin - 2 s H2, për oksigjenin - 2c o2 - Në kushtet e reja shkalla e reagimit do të shprehet nga ekuacioni kinetik: V 2.\u003d k (2c h 2) 2 2 Me o2. - Raporti i shpejtësisë v 2/V 1.= 8, i.e. Si rezultat i një rritjeje të presionit, 2 herë shkalla e reagimit rritet 8 herë.
Varësia e shkallës së reaksioneve kimike në temperaturë përcaktohet nga rregulli i Vant - Hoff: me rritjen e temperaturës për çdo 10 gradë, shpejtësia e reagimeve më kimike rritet 2 deri në 4 herë. Prandaj, me një rënie të tillë të temperaturës, norma e reagimit zvogëlohet në të njëjtin numër të kohës. Rregulla matematikisht van.
Gooff është regjistruar:
V 2 \u003d. V 1 y. (T2 - t 1) / 10 ose k 2 \u003d k 1 y (t2 - t 1) / 10(4.2)
ku v 2 dhe v i, k 2, k 1 - respektivisht, shpejtësia dhe konstante të normave të reagimit në temperatura t 2 dhe t 1 a y \u003d. 2 - 4 - koeficienti i temperaturës së normës së reagimit.
Shembull4.5. Llogaritja e normës së reagimit, koeficienti i temperaturës prej të cilave është 3, me një rënie të temperaturës me 30 gradë.
Në përputhje me ekuacionin (4.2). Raporti i shpejtësisë v 2/V 1 \u003d S -30/10= 1/27. ato. Me një rënie të temperaturës me 30 gradë, norma e reagimit zvogëlohet 27 herë.
Ekuilibri kimik.
(Detyrat №№61-80)
Ekuilibri kimik është themeluar në reaksione të kthyeshme -në reagime që mund të vazhdojnë si në drejtim të drejtpërdrejtë ashtu edhe në drejtim të kundërt. Nëse reagimi AA + BB është CC + DD) i kthyeshëm, kjo do të thotë që reagentët A dhe C janë të aftë të kthehen në produkte C dhe D (reagimi i drejtpërdrejtë), dhe produktet C dhe D në kthim mund të reagojnë me njëri-tjetrin, Rivendosja e substancave fillestare. A dhe B (reagimi i kundërt). Gjendja termodinamike e ekuilibrit kimik është pandryshueshmëria e energjisë Gibbs e reagimit, i.e.r. G \u003d 0, dhe gjendja kinetike e ekuilibrit është barazia e shpejtësisë së drejtpërdrejtë (v 1) dhe reagimi i kundërt (v 2): v 1 \u003d v 2
Që në një gjendje të ekuilibrit kimik dhe të drejtë, dhe reagimi i kundërt rrjedh me të njëjtat shpejtësi, përqendrimet e reagentëve dhe produkteve në kohë nuk ndryshojnë. Këto mos ndryshoni në përqendrimin e kohës quhen ekuilibri. Përqendrimet e ekuilibrit, në kontrast me jo-ekuilibrit, duke ndryshuar gjatë reagimit, janë bërë në një mënyrë të veçantë, domethënë, formula e substancës e mbyllur në kllapa katrore. Për shembull, të dhënat [H2], do të thotë se ne po flasim për përqendrimet e ekuilibrit të hidrogjenit dhe amoniakut.
Në një temperaturë të caktuar, raporti i përqendrimeve të ekuilibrit të reagentëve dhe produkteve është vlera konstante dhe karakteristike e çdo reagimi. Ky raport është karakterizuar në mënyrë sasiore nga vlera e ekuilibrit kimik të CU të barabartë me raportin e produktit të përqendrimeve të ekuilibrit të produkteve në produktin e përqendrimeve të ekuilibrit të reagentëve, të ngritur në gradë të barabartë me koeficientët e tyre stoichiometrik. Për një reaksion të kthyeshëm AA + BB ó CC + DD, shprehja e COP ka formën:
Ks \u003d ([c1 c [d] d) / ([a] a [b] b) (5.1)
Shembulli 5.1. Shprehja e ekuilibrit kimik konstant reaksion homogjene reaksion n 2 (g) + zn 2 (g)ó 2nh 3 (d)
Sipas formulës (5.1), ekuilibri kimik konstant i reagimit në shqyrtim është regjistruar: kc \u003d [nnp] 2 / ([H2] 3).
Si në ekuacionet e reagimit kinetik, në shprehjet e përqendrimit të ekuilibrit të vazhdueshëm të substancave në një shtet të kondensuar, për shkak të qëndrueshmërisë së tyre, nuk regjistrohen.
Shembull5.2. Shprehja e ekuilibrit kimik të vazhdueshëm heterogjen Reagimi i kthyeshëm FE 3 0 4 (t) + 4Co (g)ó ZFE (T) + 4Co 2 (g).
Ekuilibri kimik konstant i këtij reagimi, duke marrë parasysh sa më sipër, është shkruar: kc \u003d [co2] 4 / [Co] 4.
Për reagimet që përfshijnë gazra, një konstante e ekuilibrit kimik mund të shprehet jo vetëm përmes përqendrimeve të ekuilibrit, por edhe përmes presionit të pjesshëm të ekuilibrit të gazrave 6) . . Në këtë rast, simboli i ekuilibrit të vazhdueshëm "K" është indeksuar jo nga simboli i përqendrimit "C", por simboli i presionit "P".
Shembull 5.3. Ekipi i kthyeshëm i konstant i ekuilibrit kimik Reagimi i kthyeshëm Heterogjen Fe 3 0 4 (t) + 4Co (g)ó ZFE (t) + 4Co 2 (g), shprehur përmes presionit të pjesshëm të ekuilibrit të gazrave në përzierjen e gazit të ekuilibrit.
Si rezultat i zëvendësimit të përqendrimeve të ekuilibrit me gazra të pjesshme të ekuilibrit, ne marrim shprehjen e mëposhtme të një ekuilibri kimik konstant: kr \u003d RSO 2 4 / RSO 4, ku RSO 2 dhe RSO është përkatësisht presion i pjesshëm i dioksidit të karbonit Co 2, monoooksid Bashkë.
Meqenëse presioni i pjesshëm i gazit dhe përqendrimi i saj janë të ndërlidhura nga raporti r i \u003d c i rt, ku PI dhe C unë, respektivisht, presioni i pjesshëm dhe përqendrimi i gazit I-th, COP dhe Republikës së Kirgizit, nga ana tjetër , janë të lidhur me njëri-tjetrin me një raport të thjeshtë.:
Kr \u003d ks (r) R. N.(5.2)
ku RN është dallimi në mes të shumës së koeficientëve stoichiometric të produkteve të reagimit dhe shumën e koeficientëve stoichiometric të reagentëve.
Shembull 5.4.Marrëdhënia e reaksionit të kthyeshëm CR dhe CS, të shprehura nga ekuacioni:
N 2 (g) + zn 2 (g)ó 2nh 3 (d)
Ne shkruajmë shprehjet e CR dhe KS: Kr \u003d P NH 3 2 / P N 2 PH 2 3);
Sir. n \u003d 2 - (1 + 3) = -2, pastaj në përputhje me (5.2) kr \u003d kc (R) -2 ose përndryshe kc \u003d kr (r) 2.
________________________________________________________________________________
6) Presioni i pjesshëm i gazit në përzierjen e gazit është pjesë e presionit të përgjithshëm të përzierjes që vjen në pjesën e këtij gazi.
Vlera numerike e ekuilibrit konstante të Republikës së Kirgistanit përcaktohet lehtësisht nga termodinamikisht nga formula:
rgº t \u003d -2, rt lgkr (5.3)
ku RGº t është GIBBS standarde e energjisë së reagimit në një temperaturë të t llogaritur nga formula (3.1) ose (3.4).
Formula (5.3) përdoret për të llogaritur konstantet e ekuilibrit të reagimeve që ndodhin me gazra. Nëse është e nevojshme, duke përdorur lidhjen (5.2), për këtë lloj reagimi, ju mund të llogarisni vlerën e COP.
Shembull5.5. Llogaritjen e bilancit të vazhdueshëm të reagimit të sasoz (t)ó Sao (t) + CO2 (g) në një temperaturë prej 500 ° C (773k).
Që nga një nga pjesëmarrësit në reaksionin e kthyeshëm (CO 2) është gaz, për të llogaritur konstantin e ekuilibrit, ne përdorim formulën (5.3) për të llogaritur konstancën e ekuilibrit. Meqenëse temperatura nuk është standard, R. G 0 773 Përcaktoni me formulën (3. 1):r. G 0 773 \u003d H ° 773 - 773r. S 773. E nevojshme për të përcaktuar g 0 773 vlerat n є 773 dher. S 773 Merrni nga shembulli i konsideruar më parë (3.3), domethënë:r. H 0 773 \u003dr. H 0 298 \u003d 177390 J dhe S ° 773\u003d R. S ° 298 \u003d 160.4 J / K. Prandaj, këto vlerar. G 0 773 \u003d 177390 -773 773 160.4 \u003d 53401 J. Next Sipas Formula (5.3) Ne marrim: LGKR \u003d -r. G ° 773 / (2, ZRT) \u003d -53401 / (2.3 * 8,314 * 773) \u003d -3.6.
Ne shkruajmë shprehjen e konstancës së ekuilibrit 7) dhe vlera numerike e saj: kr \u003d rso 2 \u003d 10 -3.6. Një vlerë e tillë e vogël e KK tregon se në kushtet themelore, reagimi i drejtpërdrejtë praktikisht nuk vazhdon (krahasoni këtë dalje me rezultatin e llogaritjes në shembull (3. 3).
Nga shembulli i konsideruar (5.5) rrjedh se vlera numerike e ekuilibrit kimik konstante karakterizon shkallën e konvertimit të reagentëve në produktet: nëse KR (COP) \u003e\u003e 1, produktet mbizotërojnë në sistemin e ekuilibrit, ato. Reagimi i kthyeshëm është kryesisht që rrjedh në drejtimin përpara dhe, përkundrazi, nëse Republika e Kirgistanit (COP)<<1, более выраженной является обратная реакция и степень превращения реагентов в продукты невелика.
© 2015-2019 Site
Të gjitha të drejtat që i përkasin autorëve të tyre. Kjo faqe nuk pretendon të autorizohet, por ofron përdorim të lirë.
Faqja e Krijimit të Datës: 2016-08-20
Çdo reaksion kimik shoqërohet me sekretim ose absorbim të energjisë. Më shpesh, energjia lëshohet ose absorbohet në formën e nxehtësisë (më pak - në formën e energjisë së lehtë ose të energjisë mekanike). Ky ngrohtësi mund të matet. Rezultati i matjes shprehet në kilodzhoules (kJ) për një reagent të lutur ose (më pak) për t'u lutur produktin e reagimit. Një vlerë e tillë quhet efekt termik i reagimit.
Efekti termik është sasia e nxehtësisë, e alokuar ose e absorbuar nga sistemi kimik kur një reaksion kimik po rrjedh në të.
Efekti termik tregohet nga personazhet Q ose DH (Q \u003d -Dh). Vlera e saj korrespondon me dallimin midis energjive të shteteve fillestare dhe përfundimtare të reagimit:
Dh \u003d h kon. - h isch. \u003d E kon. - ex.
Ikona (g), (g) tregojnë gjendje të gazta dhe të lëngëta të substancave. Emërtimet (TV) ose (k) - substanca të ngurta, kristaline, (ujore) - të tretur në substancën e ujit etj.
Përcaktimi i gjendjes agregate të substancës është thelbësor. Për shembull, në reagimin e djegies së hidrogjenit, uji fillimisht formohet në formën e një palë (shteti të gaztë), gjatë kondensimit të së cilës mund të ketë një sasi të caktuar të energjisë. Rrjedhimisht, për formimin e ujit në formën e një lëngu, efekti termik i matur i reagimit do të jetë disi më i madh se sa për formimin e vetëm avull, pasi ka ende një pjesë të nxehtësisë gjatë kondensimit të avullit.
Një rast i veçantë i efektit termik të reagimit përdoret gjithashtu - nxehtësia e djegies. Nga emri mund të shihet se nxehtësia e djegies shërben për të karakterizuar substancën e përdorur si lëndë djegëse. Ngrohja e djegies i referohet 1 grumbullit të një substance të karburantit (agjent reduktues në reagim oksidues), për shembull:
Energjia (e) e ruajtur në molekula mund të shtyhet në shkallën e energjisë. Në këtë rast, efekti termik i reagimit () mund të shfaqet në mënyrë grafike
Ky ligj u hap nga Hessom në 1840 në bazë të përgjithësimit të shumë të dhënave eksperimentale.
7.Gtropy. GIBBS FALAS ENERGY. Kriteri i orientimit termodinamik të procesit kimik.
Hyrje- Kjo është një reduktim i energjisë në dispozicion të substancës si rezultat i transferimit të energjisë. Ligji i parë i termodinamikës thotë se është e pamundur të krijohen energji ose të shkatërrosh. Rrjedhimisht, sasia e energjisë në univers është gjithmonë e njëjtë sikur të ishte dhe kur të krijohet. Ligji i dytë i termodinamikës po lexon, veprimi i edukatorit të një procesi të vetëm të vërtetë (të pakthyeshëm) nuk mund të jetë 100% kur energjia transformohet në veprim.
ku δ. S.- Ndryshimi i entropisë, δ Q.- model i ndryshueshëm, T.- Temperatura absolute termodinamike.
Rrjedhimisht, sasia e energjisë për transformimin në punë ose ngrohje është zvogëluar vazhdimisht me kalimin e kohës, pasi që nxehtësia lëviz në mënyrë spontane nga një rajon i ngrohtë në një zonë të ftohtë
Gibbs Energy and Reagimi drejtimin
Në proceset kimike, dy faktorë të kundërt veprojnë në të njëjtën kohë - hyrje() I. enthalpy(). Efekti i përgjithshëm i këtyre faktorëve të kundërt në proceset që ndodhin në presion të vazhdueshëm dhe temperaturës përcakton ndryshimin gIBBS ENERGJISË():
Nga kjo shprehje rrjedh se, domethënë sigurisht që rritet ngrohtësisht në një rritje të entropisë (), kjo pjesë e energjisë humbet për kryerjen e përdorimit (të shpërndarë në mjedis në formën e nxehtësisë), shpesh është referuar si energji. Një pjesë tjetër e ngrohtësisë () mund të përdoret për të kryer punë, kështu që Gibbs Energjia shpesh quhet energji e lirë.
Natyra e ndryshimit në energjinë e Gibbs lejon të gjykojë mundësinë kryesore të përpunimit të procesit. Kur procesi mund të rrjedhë, tërheqja nuk mund të rrjedhë (me fjalë të tjera, nëse energjia e Gibbs në gjendjen fillestare të sistemit është më e madhe se në finale, procesi mund të jetë thelbësisht pengues, nëse është e kundërta - nuk mund të). Nëse, sistemi është në një gjendje të ekuilibrit shimmer.
GIBBS ENERGJISË FALAS(ose thjesht gibbs Energy, ose gibbs potencial, ose potencial termodinamiknë një kuptim të ngushtë) - kjo është një vlerë që tregon ndryshimin e energjisë gjatë reagimit kimik dhe kështu jep përgjigjen e çështjes së mundësisë kryesore të një reagimi kimik; Ky lloj potencial i sondazhit:
Gibbs Energjia mund të kuptohet si një sistem i plotë i energjisë kimike (kristal, lëng, etj)
Koncepti i energjisë Gibbs përdoret gjerësisht në termodinamicihimi.
Rrjedha spontane e procesit izobaro-izotermal përcaktohet nga dy faktorë: enthalpy, të lidhur me një rënie në entalpiysystem (δH), dhe entropisë t δs, për shkak të rritjes së çrregullimit në sistem për shkak të rritjes së saj në ngrohjen e saj . Dallimi midis këtyre faktorëve termodinamikë është një funksion i një sistemi të një sistemi të quajtur potencial isobaro-izotermal ose energji të lirë të Gibbs (G, KJ)
Përkufizimi klasik i Gibbs Energjisë është shprehja
ku - energjia jotrunning, shprehje, -ep, është një mikser absolut, -sentropia.
Gibbs Energy diferenciale për një sistem me një numër të vazhdueshëm të grimcave, të shprehura në variablat e veta - Dora e artikullit:
Për një sistem me një numër të grimcave të ndryshueshme, ky diferencë është shkruar si më poshtë:
Këtu është një potencial kimik që mund të përkufizohet si energji që duhet të ekspozohet për të shtuar një grimcë tjetër në sistem.
Kjo është një madhësi që tregon nivelin e ndryshimit të energjisë në procesin e reagimit kimik dhe si rezultat, përgjigja e pyetjes për mundësinë e rrjedhjes së reaksioneve kimike. Potenciali i tillë mund të bëhet për energjinë e plotë kimike të sistemit (të lëngët, kristal, etj.). Energjia e lirë e Gibbs është përdorur gjerësisht në kimi dhe termodinamikë.
Rrjedhja spontane përcaktohet nga faktorët e mëposhtëm: Enthalpy dhe Entropy. E para është e lidhur me një rënie në entalpy të sistemit, dhe e dyta është për shkak të rritjes së nivelit të çrregullimit brenda sistemit për shkak të rritjes së entropisë së saj. Dallimi i faktorëve termodinamikë të përshkruar është një funksion i Sistemit të Sistemit, i cili njihet si potenciali isobaro-izotermal, ose energjia e lirë e Gibbs (G, KJ).
Spontaniteti i rrjedhës së procesit në sistemin e tipit të hapur dhe të mbyllur përshkruhet nga një kriter i veçantë i quajtur Gibbs potencial. Në fakt, është një funksion i një shteti. D. U. Gibbs, kur ai punoi me sisteme termodinamike, solli këtë funksion përmes enthalpy dhe entropisë. Energjia e lirë e Gibbs ju lejon të parashikoni drejtimin e procesit spontan biologjik dhe gjithashtu të vlerësoni efikasitetin e tij të arritshëm teorikisht.
Në lidhje me të dytën, konkluzionet e Gibbs mund të formulohen si më poshtë: me vlera të vazhdueshme të presionit dhe temperaturës pa ekspozim ndaj nga jashtë, sistemi do të mbajë nivelin e rrjedhjes spontane vetëm për proceset, si rezultat i të cilave vlerat E vlerës së mundshme të Gibbs do të ndodhë në nivelin e minimumit të përcaktuar. Pra, sistemi përcakton pandryshueshmërinë e energjisë së lirë. Prandaj, potenciali i Gibbs është i lirë ennalpy në sistemin izotermal isobaric. Le të shpjegojmë pse është minimizuar. Kjo shpjegohet me postulat më të rëndësishëm të ekuilibrit në termodinamikë, domethënë: ky shtet nën kushte të presionit të vazhdueshëm dhe temperaturës do të thotë që niveli i energjisë kërkohet për ndryshimet e mëposhtme, dhe kjo është e mundur vetëm kur ndryshon faktorët e jashtëm.
Dhe çfarë kupton nën energji të lirë? Nën këtë term nënkupton procesin e marrjes së një sasi të pakufizuar të energjisë pa ose me kosto të vogla të energjisë. Kjo është, energjia e marrë nga stacioni hidroelektrik, gjeneratori i erës është energji e lirë, sepse nuk kemi shpenzuar energjinë që rrezet e diellit ranë në tokë, uji në lumë rrjedh ose shpërtheu erën. Ka një grup të madh burimesh të tilla rreth nesh, shumica e tyre janë ende të panjohura nga shkenca. Kjo është nga koha në kohë dhe "stumbled" eksperimentuesit e shpikësve të ndryshëm. Një nga këto shpikje ishte energjia e lirë e Tesla. Ndërsa shkencëtari besonte, energjia që ai mori ishte origjinën nga eter (vakum). Është për të ardhur keq që shpikja e saj nuk është komunikuar me fundin logjik. Megjithatë, zbulimet e tilla vazhdojnë të përfundojnë, ky proces nuk ndalet. Deri më sot, ka shumë patenta për shpikje, themeli i të cilit është energji e lirë. Diagrami i një prej këtyre pajisjeve është dhënë më sipër.
Rrjedha spontane e procesit isobaro-izotermal përcaktohet nga dy faktorë: enthalpy, të lidhur me një rënie në entalpy të sistemit (δ H.), dhe entropinë T.Δ S.shkaktuar nga një rritje e çrregullimit në sistem për shkak të rritjes së entropisë së saj. Dallimi midis këtyre faktorëve termodinamikë është një funksion i një sistemi të shtetit, i quajtur potencial isobaro-izotermal ose energji të lirë të Gibbs ( G., KJ):
Në δ. G. G \u003d 0, në të cilën vjen gjendja e ekuilibrit të procesit të kthyeshëm; Δ. G. \u003e 0 tregon se procesi është mohuar termodinamik (Fig. 4.4).
Figura 4.4. Ndryshimi i energjisë së Gibbs: një proces i kthyeshëm; B - Procesi i pakthyeshëm. |
Shërimi i ekuacionit (4.2) si δ H. = Δ G. + T.Δ S., Ne marrim se entalpia e reagimit përfshin energjinë e lirë të Gibbs dhe "jo-pa-pa" energji δ S. · T.. Gibbs energji, e cila është një rënie e isobaric ( P. \u003d const) potencial është i barabartë me punën maksimale të dobishme. Zvogëlimi me rrjedhën e procesit kimik, δ G. arrin një minimum në kohën e ekuilibrit (δ G. \u003d 0). Termi i dytë δ. S. · T. (Faktori i entropisë) përfaqëson atë pjesë të energjisë së sistemit, e cila në këtë temperaturë nuk mund të shndërrohet në veprim. Kjo energji e lidhur është e aftë vetëm të zhduket në mjedis në formën e nxehtësisë (rritja e kaotikës së sistemit).
Pra, në proceset kimike në të njëjtën kohë, furnizimi me energji të sistemit (faktori entalpy) dhe shkalla e çrregullimit të saj (faktori entropopy që nuk kryen energji) është ndryshuar.
Analiza e ekuacionit (4.2) ju lejon të vendosni se cili nga faktorët që përbëjnë energjinë e Gibbs është përgjegjës për drejtimin e rrjedhës së një reaksioni kimik, enthalpy (δ H.) ose entropope (δ S. · T.).
- Nëse δ. H. S\u003e 0, gjithmonë δ G.
- Nëse δ. H. \u003e 0 dhe δ S. G\u003e 0, dhe reagimi me thithjen e nxehtësisë dhe ulja e entropisë është e pamundur në asnjë rrethanë.
- Në raste të tjera (δ H. S h\u003e 0, δ S. \u003e 0) shenjë δ G. varet nga lidhja δ H. dhe T.Δ S.. Reagimi është i mundur nëse shoqërohet me një rënie të potencialit isobarik; në temperaturën e dhomës kur vlera T. Normalisht, vlera T.Δ S. Gjithashtu të vogla, dhe zakonisht ndryshojnë më shumë entalpy T.Δ S.. Prandaj, shumica e reagimeve që ndodhin në temperaturën e dhomës janë ekzotermike. Sa më i lartë temperatura, aq më shumë T.Δ S., dhe madje edhe reaksionet endotermike të zbatohen.
Ne ilustrojmë këto katër raste me reagime përkatëse:
Δ H.
Δ S. > 0 |
C 2H 5-O - C 2H 5 + 6O 2 \u003d 4Co 2 + 5H 2O |
|
Δ H. > 0 |
reagimi nuk është i mundur |
|
Δ H. Δ S. Δ G. > 0, Δ G. |
N 2 + 3h 2 \u003d 2NH 3 (e mundur në temperatura të ulëta) |
|
Δ H. > 0 |
N 2o 4 (g) \u003d 2no 2 (g) (e mundur në temperaturë të lartë). |
Për të vlerësuar shenjën δ G. Reagimi është i rëndësishëm për të njohur vlerat δ H. dhe δ. S. Proceset më tipike. Δ. H. Formimin e substancave komplekse dhe δ H. Reagimet qëndrojnë brenda 80-800 KJ ∙. Enthalpy e reagimit të djegies është gjithmonë negativ dhe është mijëra KJ ∙. Enthalpy e tranzicionit të fazës është zakonisht më pak se entalpia e formimit dhe reagimi kimik δ - dhjetëra KJ ∙, δ dhe δ janë 5-25 kJ.
Varësia δ. H. Temperatura shprehet nga raporti δ H T. = Δ H. ° + Δ C P. · Δ T.ku δ. C P. - Ndryshoni kapacitetin e ngrohjes së sistemit. Nëse, në rangun e temperaturës 298 k - t, reagentët nuk i nënshtrohen transformimeve të fazës, pastaj δ C P. \u003d 0, dhe për llogaritjet ju mund të përdorni vlerat e δ H. °.
Entropia e substancave individuale është gjithmonë më e madhe se zero dhe shkon nga dhjetëra në qindra J ∙ mol -1k -1 (Tabela 4.1). Shenjë δ. G. Përcakton drejtimin e procesit të vërtetë. Megjithatë, për të vlerësuar realizueshmërinë e procesit zakonisht përdorin vlerat e energjisë standarde të Gibbs δ G. °. Vlera është δ. G. ° nuk mund të përdoret si një kriter probabiliteti në proceset endotermike me rritje të ndjeshme në entropinë (tranzicionet e fazës, reaksionet e dekompozimit termik për të formuar substanca të gazta, etj.). Proceset e tilla mund të kryhen për shkak të faktorit të entropisë, të dhënë
Detyrat dhe testet në temën "Thermodinamics kimike. Gibbs Energy"
- Elemente kimike. Shenjat e elementeve kimike - Konceptet fillestare kimike dhe përfaqësimet teorike 8-9 klasë
Mësimet: 3 Detyrat: 9 Testet: 1