Llogaritjen δ. G. Për proceset kimike mund të kryhen në dy mënyra. NË metodë e parë Marrëdhënia (4.3)
Konsideroni si një llogaritje shembull δ G 0 Për reagim
Simboli "°", si më parë, tregon gjendjen standarde të të gjithë pjesëmarrësve të reagimit.
Dihet se engjëlli standard i formimit të ujit është i barabartë
Duke përdorur vlerat e tabelës së entropisë standarde të pjesëmarrësve të reagimit të shprehura në njësitë entropy, e.E. (J / MOL k): \u003d 126 e.e.;
llogaris Si 0, Përdorimi i ekuacionit (3.6):
Kështu, ne e gjejmë këtë
Vlera negative që rezulton thotë se në kushtet standarde ky reagim duhet të shkojë nga e majta në të djathtë.
Në në mënyrën e dytë llogaritjen δ. G. Reagimet kimike përdorin se kjo madhësi mund të llogaritet nga vlerat e njohura δ G. Reagime të tjera, kombinimi i ekuacioneve të të cilave na jep ekuacionin e reagimit që na intereson (ngjashëm me llogaritjen e efekteve termike të reagimit). Në të njëjtën kohë, ne vazhdojmë nga vetitë e këtij funksioni si një funksion i statusit: ne e konsiderojmë δ G. pavarësisht nga rruga e procesit.
Më të përshtatshmet për t'u përdorur për këto qëllime Ag Reagimet e arsimit (δg o 6 p). Me reagimet e arsimit, njohu kur studiuan pasojat e para nga ligji i gjestit. Ne ju kujtojmë se reagimet e arsimit Në termodinamikë, reagimet e tilla janë konsideruar në të cilat janë formuar 1 mol të substancave në shtetin standard në këtë temperaturë substanca të thjeshta të marra në gjendjen e tyre standarde në të njëjtën temperaturë. Reagimet e arsimit janë shpesh hipotetike, i.e. Jo në të vërtetë, por vetëm përkufizimi korrespondues i mësipërm. Tabelat termodinamike ofrojnë ndryshime në Gibbs Energjisë për Reagimet e Arsimit në kushte standarde. ( Δ G ^) - Është e qartë se δ G ° 6 P Substanca të thjeshta të barabarta me zero.
Përdorimi i δg P, ju mund të llogarisni ndryshimin standard në energjinë e Gibbs ( Δ G 0) Çdo reaksion kimik. Kjo vlerë është e barabartë me ndryshimin në energjitë standarde të Gibbs për formimin e produkteve të reagimit dhe materialeve fillestare, duke marrë parasysh koeficientët stoichiometric:
(4.4)
Si shembull, llogaritni (δ g °) të një procesi të rëndësishëm biokimik - Reagimi i oksidimit të glukozës:
Në sistemet biologjike, një sasi e madhe e energjisë lëshohet nga ne menjëherë, dhe në pjesë të vogla në një numër kompleks të transformimeve kimike.
Për të llogaritur ndryshimin në energjinë e Gibbs të reagimeve në temperatura të ndryshme nga standardi ( Δ G t) Është e nevojshme të njihni madhësitë e nxehtësive të pjesëmarrësve të përgjigjes në temperaturën variojnë nga 298 deri në T. Raportet e parashikuara merren si më poshtë:
Që në përputhje me ekuacionet (2.18a) dhe (3.7)
Në mënyrë të ngjashme, ju mund të merrni një shprehje të varësisë δ F. Nga temperatura:
Për përdorim praktik të funksioneve δ F. dhe δ. G. Është e dobishme të njihni përgjigjet e pyetjeve të mëposhtme.
1. Cilat janë dallimet midis δ F. dhe δ. G. Reaksione kimike T. \u003d const?
E përkufizimeve δ. F. dhe δ. G. vijon
Në reagimet B. mediat e kondensuar (të ngurta dhe të lëngëta) Zakonisht një ndryshim në vëllim mund të neglizhohet ( Δ V \u003d. 0). Pastaj
Nëse reagimet janë të përfshira gazra dhe ju mund t'i numëroni ato i përsosur T.
Në δ. V \u003d 0, ato. Kur reagimi shkon pa ndryshuar numrin e moles,
2. Cilat konkluzione mund të bëhen duke marrë vlerat e kritereve termodinamike për mundësinë e proceseve spontane?
Nëse termodinamika jep një përgjigje negative për çështjen e mundësisë së rrjedhës së procesit spontan (δ F\u003e. 0 ose δ. G\u003e 0), kjo do të thotë se procesi është i pamundur pa furnizim të jashtëm të energjisë. Procesi mund të rrjedhë spontanisht vetëm në drejtimin e kundërt.
Nëse termodinamika jep një përgjigje pozitive ( Δ F.< 0 ose δ. G.< 0), vetëm flet për mundësinë e procedimit të procesit. Por shpesh në kushte reale ky proces nuk shkon. Për shembull, për reagimin e formimit të C0 2 δ G. 0 \u003d -395.9 KJ / MOL. Por grafit me oksigjen në 298 k dhe r \u003d 1 ATM nuk reagon. Në mënyrë që procesi të shkojë, është e nevojshme të krijohen kushte për rritjen e shpejtësisë (të shkrirë, katalizatorët, etj.).
3. A mund të ketë një proces nëse δ F\u003e. 0 ose δ. G\u003e 0?
Ndoshta, por jo spontanisht. Për mbajtjen e saj, është e nevojshme të kaloni energji. Një shembull është procesi i fotosintezës që shkon në bimë nën ndikimin e energjisë diellore. Një shembull tjetër është rrjedha e reagimeve të karakterizuara nga δ G. \u003e 0, kur konjugoni ata me reagime për të cilat një G. < 0. При этом сумма величин ΔG. Për të gjitha fazat e procesit, duke përfshirë reagimet konjugare, negative. Për shembull, për sintezën e glukozës dhe suprozës fruktoza:
Δ G 0 \u003d 21 KJ / MOL dhe, për rrjedhojë, përgjigja e drejtpërdrejtë nuk mund të kalojë spontanisht. Në të njëjtën kohë, dihet se ky proces po ndodh në organizmat. Reagimi konjugues në këtë rast është hidroliza e Ademphosphate (ATP) për të formuar ADF dhe acid fosforik (F):
Konjugimi kryhet me formim si një glukozë e ndërmjetme e përbërë-1-fosfat. Reagimi është në dy faza:
1 - Faza: ATP + glukozë -\u003e Glukoza-1-fosfat + adp;
ΔG 0 \u003d -29.4 KJ / MOL.
2 - Unë faza: glukoza-1 - fosfat + fruktoza -> Sukose + f; AG 0 \u003d 0.
Meqenëse δG është një vlerë shtesë, procesi i përgjithshëm mund të shkruhet në formën e shumës së dy fazave:
ATP + glukozë + fruktoza \u003d Sucrose + adp + f; Δg 0 \u003d
29.4 KJ / MOL.
Një çift i tillë është zakonisht për shumë reagime biologjike.
Në organizmat e gjallë, energjia e lëshuar në oksidimin e glukozës nuk është shpenzuar menjëherë në procese të ndryshme të aktivitetit jetik dhe është përdorur në komponime të ndryshme të pasura me energji, siç janë esteret e acidit fosforik (ATP, LDF, kreatine dhe fosfatet arginine, etj .).
4. Në cilat raste Një. (ose δ. U)
Në rastin e përgjithshëm, kriteri i spontanitetit është vlera δ G. (ose δ. F) proces.
Që nga δ. G. = Δ H - tδs. (ose δ. F \u003d δu - tδs), pastaj Δs. \u003d 0 (në kushtet e ishingut) δ G. = Δ N. (ose δf \u003d δ U). Në këtë rast, δ N. (ose δ. U) Është kriteri i spagës së procesit. Në të njëjtën kohë, reaksionet ekzotermike vijnë spontanisht. ( Δ N.< 0, Δu. < 0).
5. Në cilat raste Δs. Është kriteri i spontanitetit të procesit?
Argumentet janë të ngjashme me ato të dhëna në pikën 4.
Që nga δ. G. = Δ H - tδs. (ose ΔF \u003d δu - tδs), Pastaj në mungesë të efekteve termike të reagimeve (Një \u003d 0, Δ U. = 0) Δ G. = -Tδs. (ose δ. F \u003d -tδs). Në këtë rast Δs. Është kriteri i spagës së procesit. Në të njëjtën kohë, proceset me entropinë në rritje janë spontanisht (Δs\u003e 0), i.e. Proceset që lidhen me dekompozimin e substancave, shkatërrimin e tyre, ndarjen.
6. Cilat janë kushtet e rrjedhjes spontane të reaksioneve ekzotermike ( Δ N. < 0, ΔU. < 0)?
Ne zgjedhim të identifikojmë kushtet isobarike për rrjedhën e reaksioneve ekzotermike: δ N.< G \u003d një. - Tδs.
Konsideroni se si ndryshon shenja δ G. Kur vlera të ndryshme Δs:
- po nese Δs\u003e 0, pastaj δ G. = Δ N. - Tδs.
- b) nëse Δs \u003d. 0, pastaj δ G \u003d. Δ H - tδs.
- c) nëse Δs.
G \u003d. ΔΔ H - tδs.
Tδs.
:
- | ΔH |\u003e | T ts |. Në të njëjtën kohë δ. G. 0. Procesi është spontanisht,
- | ΔH | \u003d | Tδs |. Në këtë rast, δG \u003d 0. Statusi i ekuilibrit,
- | ΔH | G\u003e 0. Procesi nuk shkon nga e majta në të djathtë.
Kështu, reagimet ekzotermike janë termodinamike të ndaluara vetëm me një rënie të ndjeshme në entropinë, për shembull, në disa procese strukturore, formimin e lidhjeve shtesë etj.
Një tjetër përfundim i rëndësishëm nga këto arsyetime: në sistemet e izoluara, proceset me një rënie në entropinë mund të shkojnë spontanisht , nëse ata janë të shoqëruar me një efekt të rëndësishëm termik. Kjo është veçanërisht e rëndësishme për të kuptuar mundësinë e komplikimit spontan të sistemeve, për shembull, në procesin e rritjes së organizmave të gjallë. Në këtë rast, burimi i energjisë mund të jetë të gjitha energjitë e njëjta të pasur të acidit fosforik (ATP, ADP, kreatine dhe fosfate arginine, etj.). Përveç kësaj, kur shqyrton sistemet reale, duhet të kihet parasysh se ata nuk janë praktikisht të izoluar dhe mundësia e furnizimit të energjisë nga jashtë.
7. Cilat janë kushtet e rrjedhjes spontane të reaksioneve endotermike ( Δ N\u003e 0)?
Ne zgjedhim të identifikojmë kushtet isobarike për rrjedhën e reaksioneve endotermike: δH\u003e 0. Në këtë rast, mundësia e rrjedhjes spontane të reagimit përcaktohet nga shenja δ G \u003d. Δ H - tδs.
Ashtu si në rastin e mëparshëm, konsideroni se si ndryshon shenja δ G. Kur vlera të ndryshme Δs:
- po nese Δs\u003e
0, pastaj δ Nga
= Δ H - tδs.
mund të kenë shenja të ndryshme në varësi të vlerës absolute Tδs.
:
- Δ N. Në të njëjtën kohë δ. Nga
- Δ H \u003d tδs. Në të njëjtën kohë δ. G. \u003d 0. Gjendja e ekuilibrit,
- Δ N\u003e tδs. Në të njëjtën kohë δ. C\u003e
- b) nëse Δs. \u003d 0, pastaj Si \u003d. Δ N - tδs\u003e 0. Procesi nuk shkon spontanisht nga e majta në të djathtë;
- c) nëse Δs. 0, pastaj δ C \u003d. Δ N - tδs\u003e 0. Procesi nuk shkon spontanisht nga e majta në të djathtë.
Kështu, reaksionet endotermike shkojnë spontanisht vetëm me një rritje të konsiderueshme në entropinë në reagim, për shembull, në proceset e dekompozimit, degradimin, ndarjen.
- 8. Si rritet temperatura në δ U,
Δ N,
Δ S,
Δ G.
dhe reagimet alkmike:
- a) Varësia δ U. Temperatura shprehet nga ekuacioni Kirchhoff (2.21a):
U. në rritje në δ. c v\u003e 0 dhe bie në δ c V.< 0. Me δ. Su \u003d. 0 magnitudë δ. U. nuk varet nga temperatura;
b) Varësia δ N Temperaturat shprehen nga ekuacioni Kirchhoff (2.20a):
Me rritjen e vlerës së temperaturës δ N. Në rritje në δ. me p\u003e 0 dhe jep në δ me R. < 0. При Δme p \u003d 0 magnitudë δ. N. nuk varet nga temperatura;
c) Varësia δ S. Temperatura shprehet nga ekuacioni (3.8a):
Me rritjen e temperaturës δ S. Në rritje në δ. me p\u003e 0 dhe bie në δc /;< 0. При Δme R. \u003d 0 magnitudë δs nuk varet nga temperatura;
d) Varësia δF në temperaturë është e shprehur nga ekuacioni (4.6)
Shpesh është e mundur të neglizhohet dy termat e fundit për shkak të madhësisë së tyre të vogël në krahasim me dy kushtet e para:
Ju mund të konkludoni përafërsisht se me rritjen e temperaturës δf po rritet në δ S. < 0 и надает при ΔS\u003e. 0. Me δ. S \u003d. 0 magnitudë δ. F ne. varet nga temperatura;
e) Varësia δ G. Temperatura shprehet nga ekuacioni (4.5a):
Shpesh është e mundur të neglizhoni dy termat e fundit për shkak të madhësisë së tyre më të vogël në krahasim me dy kushtet e para:
Ju mund të konkludoni përafërsisht se me rritjen e temperaturës δ G. Në rritje në δ. S. < 0 и падает при ΔS\u003e. 0. Me δ. S \u003d. 0 magnitudë δ. G. Nuk varen nga temperatura.
Në procesin e reaksioneve kimike ekzistojnë dy tendenca:
1.n min (Faktori enfalpy);
2.s max (faktori entropopy).
Të dy këta faktorë veprojnë në drejtime reciprokisht të kundërta dhe rrjedha e reagimit përcaktohet nga ata prej tyre, gjë që mbizotëron në këtë rast të veçantë. Ndryshimi në enthalpy dhe entropopy me një reaksion kimik merr parasysh energjinë e Gibbs δg 0 (KJ): δg 0 \u003d δH 0 - δs 0, ku T është një temperaturë absolute, δs 0. – ndryshim standard entropia; ΔH 0 është një ndryshim standard në enthalpy.
Madhësia dhe shenja g përcaktojnë mundësinë e rrjedhjes spontane të reagimit kimik dhe drejtimin e saj. Në një temperaturë dhe presion të vazhdueshëm, reagimi rrjedh në mënyrë spontane në drejtimin që zgjerimi i energjisë së Gibbs është përgjegjës.
G.< 0 - реакция идет самопроизвольно в прямом направлении;
G\u003e 0 - Në këto kushte, reagimi në drejtimin e ardhshëm nuk shkon;
G \u003d 0 - Reagimi i kthyeshëm (ekuilibri kimik).
Ndryshimi në δR G nuk varet nga rruga e procesit dhe mund të llogaritet me pasojë të ligjit të Gamessa: ndryshimi i energjisë së Gibbssi rezultat i një reaksioni kimik Në mënyrë të barabartë sasia e edukimit të energjisë Gibbs të produkteve të reagimit neto nga energjia e Gibbs e formimit të materialeve fillestare.
R g 0 \u003d σδ F.G 0 Reagimi Produktet - σδ F.G 0 Substancat Burimore
ku δ. F.G 0 - Gibbs Gibbs Energy, KJ / MOL; Vlera e referencës. Δ. F.G 0 e substancave të thjeshta është zero.
Leksioni nr. 6. . Norma e reagimit kimik
Kinetikë kimike -seksioni i kimisë, duke studiuar shpejtësinë dhe mekanizmin e reaksioneve kimike.Norma e reagimit kimik Thirrje ndryshimet në numrin e agjentit të reagimit për njësi të kohës për vëllim të njësisë(për reagim homogjene) ose për sipërfaqen e njësisë së seksionit të fazës (Për sistemin heterogjene). Reagimi varet nga natyra e substancave reaguese, përqendrimi i tyre, temperatura, prania e katalizatorëve.
Varësia e shpejtësisë së reagimit kimik nga natyra e reaktivitetit Për shkak të faktit se çdo reagim karakterizohet nga një vlerë e caktuar e energjisë së aktivizimit. Reagimet rrjedhin në drejtim të shkatërrimit të obligacioneve më pak të qëndrueshme dhe formimin e substancave me obligacione më të qëndrueshme. Për të shkatërruar një lidhje dhe për të formuar një marrëdhënie tjetër, kostot e caktuara të energjisë janë të nevojshme. Energjia e aktivizimit E A. - Kjo është energjia e tepërt për të cilën molekulat duhet të kenë në mënyrë që përplasja e tyre të çojë në formimin e një substance të re. Nëse energjia e aktivizimit është shumë e vogël (< 40 кДж/моль), то реакция идет с очень большой скоростью, если энергия активации очень велика (>120 KJ / MOL), atëherë shkalla e reagimit është e pafundme e vogël.
Varësia e shkallës së reagimit të përqendrimitjanë shprehur substancat e reagimit ligji i Meshës (ZDM): në një temperaturë konstante, shpejtësia e reagimit kimik është në proporcion me produktin e përqendrimeve të substancave reaguese.
Në përgjithësi, për homogjenik Reagimet na (g) + MB (g) \u003d PAB (g)
varësia e shkallës së reagimit në përqendrim shprehet nga ekuacioni:
ku C A dhe C B është përqendrimi i reagimit të substancave, k është konstante e normës së reagimit. Për një reagim të veçantë 2no (g) + o 2 (g) \u003d 2no 2 (g), shprehja matematikore ZDM ka formën: υ \u003d k ∙∙
Norma e reagimit është e vazhdueshme varet nga natyra e reagentit, temperaturës dhe katalizatorit, por nuk varet nga vlera e përqendrimeve të reagentëve. Kuptimi fizik i shpejtësisë së vazhdueshme është se është e barabartë me normën e reagimit me përqëndrime të vetme të reagimit të substancave.
Për heterogjen Reagimet Norma e reagimit varet vetëm nga përqendrimi i gazrave ose i soluteve, dhe përqendrimi i fazës së ngurtë në shprehjen matematikore nuk është përfshirë. Për shembull, shkalla e reagimit të djegies së karbonit në oksigjen është proporcional vetëm për përqendrimet e oksigjenit:
C (k) + o 2 (d) \u003d CO 2 (k), υ \u003d k ·
Varësia e normës së reagimit në temperaturë.Kur rritet temperatura, shpejtësia e lëvizjes së molekulave rritet, e cila çon në një rritje të numrit të goditjeve mes tyre. Rritja e temperaturës rrit numrin e molekulave aktive, dhe për këtë arsye, rrit normën e reagimit kimik.
Varësia e shpejtësisë së reagimit kimik në temperaturën është shprehur sundim van-gooff: me rritjen e temperaturës për çdo 10 ° C, norma e reagimit rritet në 2-4 herë.
ku 2 dhe υ 1 - normat e reagimit në temperatura t 2 dhe t 1,
γ - koeficienti i temperaturës së normës së reagimit që tregon sa herë rritet norma e reagimit me një rritje të temperaturës deri në 10 0 s
Përshkruhet më rreptësisht i normës së reagimit në temperaturë ekuacioni i Arrësëse cila lidh normën e reagimit konstante me energjinë e aktivizimit:
kur një është një shumëzues i vazhdueshëm, i cili është i barabartë me numrin e goditjeve të molekulave për njësi të shumëzuar me probabilitetin e ndërveprimit kimik në një përplasje.
Varësia e normës së reagimit nga katalizatori.Substancat që rrisin normën e reagimit, dhe të mbeturit pas saj janë kimikisht të pandryshuaraI quajtur katalizator. Ndryshimi i shkallës së reagimit nën veprimin e katalizatorëve është quajtur katalizator. Dalloni katalizën homogjen dhe heterogjen.
Nëse reagimi i substancave dhe katalizatorit është në të njëjtin shtet agregat, pastaj katalizator homogjen:
2SO 2 (g) + o 2 (g) 2SO 3 (g)
Nëse reagimi i substancave dhe katalizatorit është në gjendje të ndryshme agregate, pastaj katalizator heterogjen:
N 2 (g) + 3h 2 (g) 2nh 3 (g)
Veprimi i katalizatorit qëndron në faktin se zvogëlon energjinë e aktivizimit dhe rritet norma e reagimit.
Numri i leksionit 7. Ekuilibri kimik
Reaksionet kimike janë të ndara në i pakthyeshëm dhe i kthyeshëm. I pakthyeshëm Ata ndodhin vetëm në drejtimin përpara (deri në konsumin e plotë të një prej reagentëve), i kthyeshëm Ata vazhdojnë si në drejtime të drejtpërdrejta dhe në të kundërt (asnjë nga substancat që reagojnë plotësisht shpenzohen plotësisht). Konsideroni reagimin e mëposhtëm:
Shprehja matematikore e veprimit të ligjit të masës për normën e drejtpërdrejtë υ dhe të kundërt υ e reagimeve është:
υ pr \u003d υ ar \u003d
Në momentin e përzierjes së substancave A dhe në shpejtësinë e reagimit të drejtpërdrejtë do të jetë maksimumi. Substanca A dhe në kaluar gradualisht dhe shkalla e reaksionit të drejtpërdrejtë zvogëlohet. Substancat që rezultojnë d dhe f do të reagojnë me njëri-tjetrin, dhe shkalla e reagimit të kundërt do të rritet vazhdimisht si përqendrimi i substancave d dhe f rritjen e rritjes. Në një moment të caktuar në kohë, shkalla e reagimit të drejtpërdrejtë do të bëhet e barabartë me norma e reagimit të kthimit.
Gjendja e sistemit në të cilën shkalla e reagimit të drejtpërdrejtë (υ 1) është e barabartë me normën e reagimit të kundërt (υ 2), i quajtur ekuilibri kimik.Përqendrimet e reagimit të substancave që janë themeluar gjatë ekuilibrit kimik, i quajtur ekuilibër.
Ligji veprimi i masave për proceset e kthyeshme: në një gjendje të ekuilibrit kimik në një temperaturë konstante, raporti i produktit të përqendrimeve të produkteve të reagimit në produkt të përqendrimeve të substancave burimore është vlera e përhershme. Kjo vlerë quhet ekuilibri i vazhdueshëm. Përqendrimet e ekuilibrit nuk bëhen të shënuara nga një mosbindje e "CA", por një formulë e substancave e vendosur në kllapa katrore, për shembull, dhe një ekuilibër i vazhdueshëm i shprehur përmes përqendrimeve në C. Për reaksion të kthyeshëm AA + BB DD + FF, matematik Shprehja e veprimit të ligjit të masave ka formën:
Për një reaksion të veçantë homogjene:
2 - (g) + o 2 (g) ↔ 2 o 2 (g)
Për reagimin heterogjene CO 2 (g) + c (k) \u003d 2 - (g). Përqendrimi i fazës së ngurtë në shprehjen matematikore të ZDM-së për sistemet heterogjene nuk është përfshirë.
Ekuilibri kimik është pa dyshim për aq kohë sa kushtet e ekuilibrit ( përqendrimi, temperatura, presioni) ruhen konstante. Kur ndryshon kushtet, balanca është shkelur. Pas një kohe, sistemi përsëri vjen një ekuilibër, i karakterizuar nga një barazinë e re e shpejtësisë dhe përqendrimet e reja të ekuilibrit të të gjitha substancave. Tranzicioni i sistemit nga një shtet ekuilibri në tjetrini quajtur shfaq ekuilibrin.
Drejtimi i zhvendosjes së ekuilibrit është përcaktuar parimi Le Shteti: nëse ka një efekt të jashtëm në sistemin në ekuilibër, përqendrimi, presioni, temperatura) ndryshohet, ekuilibri është zhvendosur drejt reagimit që dobëson ndikimin.
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
Përkufizim
Ashtu si ekuacionet e tjera termodinamike, lidh parametrat termodinamikë të sistemeve të përfaqësuara nga funksionet - potencialet termodinamike (të tilla si enthalpy, ose).
Megjithatë, ky ekuacion ka një aplikim më interesant, specifik: Kjo ju lejon të përcaktoni nëse është e mundur fare (dhe nëse është e mundur, në cilat kushte?) Për të zbatuar një ose një tjetër proces termodinamik. Më shpesh, përdoret në kimi për të gjetur nëse një reagim kimik do të rrjedhë, dhe ndoshta reagentet për këtë nevojë për të ftohur apo ngrohur? Ekuacioni Gibbs përdoret për proceset izotermale isobarike, domethënë, tranzicionet e fazës janë gjithashtu.
Ekuacioni është:
- Ndryshimi i Sistemit të Enthalpy, T është temperatura e saj absolute, S - Entropia. - Energjia e lirë e Gibbs, e cila është quajtur edhe "potencial isobaro-izotermal".
Analizoni ekuacionin do të jetë më i përshtatshëm duke e shkruar atë në një formë paksa të ndryshme:
EnTalpy - shuma e energjisë së brendshme të sistemit dhe puna që sistemi mund të kryejë në f. Përafërsisht, Enthalpy është një përmbajtje e plotë e energjisë në sistem. Faktori i entropisë është pjesë e energjisë së sistemit që nuk mund të shpenzohen për punë të dobishme dhe mund të largohet vetëm në mjedis në formën e nxehtësisë, duke rritur sistemin kaotik. Gibbs Energjisë - Puna maksimale e dobishme që sistemi mund të kryejë.
Procesi termodinamik do të kryhet nëse - në këtë proces sistemi do të kalojë në gjendjen e ekuilibrit. Me titull \u003d "(! Lang: bërë nga quicktex.com" height="13" width="64" style="vertical-align: 0px;"> процесс не разрешен – если в конечном состоянии энергия, которая могла бы уйти на полезную работу, возросла в сравнении с начальным состоянием, значит, она вообще не тратилась при осуществлении процесса. Значит, и процесс-то этот невозможен.!}
Madhësia e energjisë së lirë të Gibbs
Madhësia e energjisë së lirë të Gibbs mund të përcaktohet si një faktor dhe entropisë entralpy. Konsideroni këtë në shembujt e reaksioneve kimike:
1), titulli \u003d "(! Lang: dhënë nga QuickTex.com" height="13" width="76" style="vertical-align: 0px;"> – в этом случае — реакцию можно провести при любой температуре. Такой расклад характерен, например, для горения .!}
2) title \u003d "(! lang: bërë nga quicktextex.com" height="13" width="67" style="vertical-align: 0px;">, !} - Ndryshimi i Gibbs Energjisë më zero. Reagimi nuk është i realizuar në mënyrë unike.
3), reagimi është i mundur në temperatura të ulëta. Nëse temperatura është e vogël, përbërësi i entropisë do të rritet ngadalë, dhe energjia e Gibbs do të ulet. Kjo është se si procesi i sintezës së amoniakut kalon pa një katalizator :. Vërtetë, shkalla e reagimit është e vogël, dhe metoda është përdorur në industri - me një katalizator dhe në temperatura të larta.
4) Titulli \u003d "(! Lang: i dhënë nga QuickTex.com" height="17" width="158" style="vertical-align: -4px;"> – реакция возможна при высокой температуре. Тогда отрицательный энтропийный фактор уравновесит положительное изменение энтальпии, и энергия Гиббса уменьшается. Если нагреть тетраоксид азота (окислитель ракетного топлива), он разложится на окись азота, важный трансмиттер газов в живых организмах: .!}
Ndryshimi në energjinë e Gibbs tregon mundësinë termodinamike të reagimit - por kjo nuk do të thotë se reagimi do të jetë domosdoshmërisht (jo) i mundshëm në kushte reale. Në praktikë, faktorët kinetikë ndikohen nga mundësia e reagimit: përqendrimi i reagentëve, sipërfaqja e kontaktit midis fazave, prania e katalizatorëve.
Shembuj të zgjidhjes së problemeve
Shembulli 1.
| Detyrë | Reagimi ndodh në një temperaturë prej 298 K. si rezultat, uji është formuar në fazën e lëngshme. Ndryshimi i energjisë së Gibbs KJ. Për shkak të inventuesit ose faktorit entropopy vazhdon? |
| Vendim | Ne vlerësojmë se si entropia e reagentëve ndryshon (për lehtësi, ne do të marrim sasinë e oksigjenit të substancës 1 mol). Në hyrje kemi vëllimin e reagentëve: Në të njëjtën kohë, vëllimi i rezultatit (si njësi ne përdorim gram, njësitë e volumit - litra): Meqenëse vëllimi i substancës në procesin izobaro-izotermal është zvogëluar ndjeshëm, entropia është zvogëluar. Bazuar në ekuacionin e Gibbs: - Nëse ndryshimi dhe energjia e Gibbs, dhe enthalpy është negative, atëherë rrjedha e reagimit përcakton ndryshimin në enthalpy. |
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.