PLAN
GİRİŞ 2
GIBBS ENERJİ 3
SONUÇ 14
KAYNAKLAR 15
GİRİİŞ
Özetimde Gibbs enerjisinden bahsedeceğim.
Gibbs Josiah Willard (1839-1903), Amerikalı teorik fizikçi, termodinamiğin ve istatistiksel mekaniğin kurucularından biri. Termodinamik potansiyeller teorisini geliştirdi, heterojen sistemler için genel denge koşulunu keşfetti - fazlar kuralı, Gibbs - Helmholtz, Gibbs - Duhem denklemlerini, Gibbs adsorpsiyon denklemini türetti. İstatistiksel fiziğin temel yasasını oluşturdu - Gibbs dağılımı. Üç bileşenli bir sistemin (Gibbs üçgeni) durumunun grafiksel bir temsilini önerdi. Yüzey olaylarının ve elektrokimyasal süreçlerin termodinamiğinin temellerini attı. Adsorpsiyon kavramını tanıttı.
GİBBS ENERJİ
Çalışmamın başında Gibbs teorisinin temel kavramlarını sunmanın gerekli olduğunu düşünüyorum.
Termodinamikte GIBBSA FAZ KURALI: Herhangi bir sistemde dengede bir arada bulunan fazların sayısı, bu fazları oluşturan bileşenlerin sayısından artı kural olarak 2'den fazla olamaz. JW Gibbs tarafından 1873-76'da kurulmuştur.
GIBBS ENERJİSİ (izobarik-izotermal potansiyel, serbest entalpi), termodinamik sistemlerin potansiyellerinden biridir. belirtilen G, entalpi arasındaki farkla belirlenir H ve entropi çarpımı S termodinamik sıcaklığa T: G = H - TS. Dış kuvvetlerin harcanmadığı bir izotermal denge süreci, sistemin termodinamik denge durumuna karşılık gelen minimuma ulaşılıncaya kadar yalnızca Gibbs enerjisinin azalması yönünde kendiliğinden ilerleyebilir. Adını J. W. Gibbs'ten alıyor.
TERMODİNAMİK POTANSİYELLER, hacim, basınç, sıcaklık, entropi, parçacık sayısı fonksiyonları ve bir termodinamik sistemin durumunu karakterize eden diğer bağımsız makroskopik parametreler. Termodinamik potansiyeller arasında iç enerji, entalpi, izokorik-izotermal potansiyel (Helmholtz enerjisi), izobarik-izotermal potansiyel (Gibbs enerjisi) bulunur. Tüm parametrelerin bir fonksiyonu olarak herhangi bir termodinamik potansiyeli bilerek, sistemin herhangi bir makroskopik özelliğini hesaplamak ve içinde meydana gelen süreçleri hesaplamak mümkündür.
GIBBS DAĞILIMI kanoniktir; belirli bir sıcaklıktaki ortamla dengede olan, sabit hacimli ve sabit sayıda parçacıklı bir makroskobik sistemin çeşitli durumlarının olasılık dağılımıdır; Eğer sistem çevreyle parçacık alışverişi yapabiliyorsa Gibbs dağılımına büyük kanonik dağılım denir. Yalıtılmış bir sistem için Gibbs mikrokanonik dağılımı geçerlidir; buna göre sistemin belirli bir enerjiye sahip tüm mikro durumları eşit derecede olasıdır. Adını bu dağılımı keşfeden J. W. Gibbs'ten almıştır.
Doymamış bileşiklere radikallerin eklenmesi reaksiyonları, polimerlerin, kopolimerlerin ve oligomerlerin üretimi için modern teknolojinin temelini oluşturur. Bu reaksiyonlar hidrokarbonların parçalanması, olefinlerin halojenlenmesi ve doymamış bileşiklerin oksidasyonu sırasında gerçekleşir. Çeşitli bileşiklerin ve ilaçların sentezinde yaygın olarak kullanılırlar. Hidrojen atomlarının ve hidroksil bileşiklerinin doymamış ve aromatik bileşiklere katılma reaksiyonları, organik materyallerin ve biyolojik nesnelerin fotolizi ve radyolizine eşlik eder.
çift C=C bağı kopar ve bir C-X bağı oluşur.Kural olarak ortaya çıkan
bağı, yırtılmış -C C bağından daha güçlüdür ve bu nedenle katılma reaksiyonu ekzotermiktir. Bu, reaksiyon entalpisinin karşılaştırılmasında açıkça görülmektedir H ve ortaya çıkan bağın gücü D(Et-X) Tabloda. 1.
Reaksiyonun entalpisini etkileyen bir diğer önemli faktör, ortaya çıkan XCH 2 C → H 2 Y radikalinin stabilizasyon enerjisidir: bu enerji ne kadar yüksek olursa, X radikalinin olefine eklenme ısısı da o kadar büyük olur. Stabilizasyon enerjisi, örneğin Pr-H ve EtYHC-H bileşiklerindeki C-H bağlarının gücündeki farkla karakterize edilebilir. Aşağıda CH3 CH2C H'nin stabilizasyon enerjisinin katkısını karakterize eden veriler bulunmaktadır. Metil radikalinin CH2 \u003d CHY monomerine bu reaksiyonun entalpisine eklenmesi sonucu oluşan 2 Y radikali.
Tablo 1.
Atomların ve radikallerin eklenmesinin entalpisi, entropisi ve Gibbs enerjisi X etilene.
|
X |
H, kJ mol - 1 |
S, J mol - 1 K - 1 |
G(298K) kJ mol - 1 |
|
H |
|||
|
Cl |
|||
|
C H 3 |
|||
|
Ben 2 C H |
|||
|
Doktora H 2 |
|||
|
N H 2 |
|||
|
HO |
|||
|
CH 3 Ö |
|||
|
HO 2 |
Radikalin stabilizasyon enerjisi ne kadar yüksek olursa reaksiyonun entalpisinin o kadar düşük olduğu görülebilir.
İki parçacık bir parçacık halinde birleştiğinden, tüm ekleme reaksiyonları entropide bir azalma ile ilerler (bkz. Tablo 8.1). Bu nedenle, ekleme reaksiyonları için Gibbs enerjisi ve yeterince yüksek bir sıcaklıkta ekzotermik ekleme reaksiyonu tersinirdir, çünkü G= HT S.
Herhangi bir süreç (reaksiyon) iki faktörden etkilenir:
Enatlpik (ekzo- veya endo) - Δ H;
Entropi (ТΔS).
Bu iki faktörü birleştirerek şunu elde ederiz:
ΔН – ТΔS = ΔG
G = H – TS – Gibbs enerjisi.
Gibbs Enerjisinin fiziksel anlamı:
Sonuç: Termodinamik denge durumu son derece kararlıdır, çünkü sabit bir P, T'de sistem denge durumunu terk edemez, çünkü çıktı Gibbs enerjisindeki artışa eşittir.
Sistemin denge durumundan çıkabilmesi için herhangi bir dış faktörün (P, T, konsantrasyon vb.) değiştirilmesi gerekir.
Gibbs standart durumunun bir kavramı vardır:
ΔG f 0 298 [kJ / mol] - referans değeri.
ΔG 298 = Σn ben Δ * ΔG f 0 298 – Σn j Δ * ΔG f 0 298
ürün reaktifi
çoğu süreç standarttan (298) daha yüksek bir hızda ilerlemektedir. Gibbs enerjisini daha yüksek sıcaklıklara dönüştürmek için ısı kapasitelerine ilişkin referans verilere ihtiyaç vardır ve veriler sıcaklığın bir fonksiyonu olarak sunulur.
Referans kitaplarında bu veriler genellikle kuvvet serileri şeklinde sunulur.
C p 0 \u003d a + bT + cT 2 + c 'T -2
burada a, b, c, c'- her maddenin kendine ait.
ΔC p 0 \u003d Δa + ΔbT + ΔcT 2 + Δc ’T -2
Burada Δa , Δb , Δc , Δc' - durum fonksiyonlarıdır ve aşağıdaki formüllerle hesaplanır:
Δa = Σn ben a - Σn j a
ürün reaktifi
Δb = Σn ben b - Σn j b
ürün reaktifi
Δc = Σn ben c - Σn j c
ürün reaktifi
Faz dengesinin termodinamiği. Heterojen sistemlerde faz dengeleri. Gibbs faz kuralı.
Faz dengeleri aşağıdaki türden geçişleri içerir:
Katı faz sıvı ile dengededir (erime - kristalleşme);
Buharla dengede olan sıvı faz (buharlaşma - yoğuşma);
Katı faz buharla dengededir (süblimleşme - süblimleşme).
Faz kuralının temel kavramları:
Faz (F), sistemin diğer parçalarıyla arayüzleri olan bir parçasıdır.
Bileşen (k), sistemin tüm özelliklerine sahip, kimyasal olarak homojen bir bileşenidir.
Serbestlik derecesi sayısı (C), sistemdeki faz sayısını değiştirmeden keyfi olarak değiştirilebilen bağımsız değişkenlerin sayısıdır.
(S, F, K) S \u003d K - F +2
Gibbs faz kuralı vardır.
Tek bileşenli, iki bileşenli, üç bileşenli sistemler vardır (K=1, K=2, K=3).
C dk \u003d 1 - 3 + 2 \u003d 0
Cmaks = 1 - 1 + 2 = 2
Tek bileşenli sistemleri tanımlamak için aşağıdaki koordinatlar seçildi:
P (doymuş buhar basıncı)
T (sıcaklık)
dP / dT = ΔH f.p. / (T f.p. * ΔV)
bu bağımlılık kesinlikle tüm faz geçişleri için geçerlidir.
R c
Televizyon. G. a
b Buhar
Diyagramın her satırı kendi faz geçişine karşılık gelir:
Televizyon hakkında. - VE.
Oa J. - Par
Os Tv. - Buhar
Diyagram alanları: katı faz, sıvı faz, buhar.
T cr.: Buhar - Gaz
Faz alanı:
C \u003d 2 (kenarlarda Cmax )
C = 1 (hatlarda)
O Noktası - üç fazın dengesine karşılık gelir: TV. - F - Par.
C \u003d 0 - bu, ne sıcaklığın ne de basıncın değiştirilemeyeceği anlamına gelir.
Şimdi duralım kimyasal potansiyel- sistemin bir bütün olarak değil, bu sistemdeki bir molekülün termodinamik özelliklerini belirleyen bir miktar.
Sisteme molekül molekül eklersek sabit basınç O zaman her yeni parçacığın eklenmesi, önceki herhangi bir parçacığın eklenmesiyle tamamen aynı işi gerektirir: Sistemin hacmi artacaktır, ancak sistemin yoğunluğu ve içindeki etkileşimlerin yoğunluğu değişmeyecektir. Bu nedenle, bir sistemdeki bir molekülün termodinamik durumunu serbest olarak belirlemek uygundur. enerji Gibbs G, molekül sayısına bölünür N,
|
m = G/N |
isminde kimyasal potansiyel(ve sıvı veya katı fazda ve düşük basınçlarda olduğundan F » G, o zaman burada m » F/N). Eğer N molekül sayısı değil, her zamanki gibi moleküllerin mol sayısı anlamına gelir; bu durumda m, bir molekülü değil, bir mol molekülü ifade eder.
Kimyasal potansiyel - veya aynısı serbest enerji Gibbs molekül başına - bugünkü dersimizin ikinci bölümünde, moleküllerin fazlar arasındaki dağılımından bahsederken buna ihtiyacımız olacak. Gerçek şu ki, moleküller kimyasal potansiyellerinin daha yüksek olduğu fazdan kimyasal potansiyellerinin daha düşük olduğu faza doğru akarlar; bu da toplam serbest fazı azaltır. enerji sistemi dengeye yaklaştırın. Ve dengede, bir fazdaki moleküllerin kimyasal potansiyeli, aynı moleküllerin başka bir fazdaki kimyasal potansiyeline eşittir.
Son zamanlarda, plastikleştirilmiş sistemlerin özelliklerini incelerken, genel kabul görmüş fikirlerle çelişen ve bazı durumlarda uygun bir açıklama almayan deneysel gerçekler keşfedildi. Bu, plastikleştirilmiş sistemlerin termodinamiği, cam geçiş sıcaklığının (T c) belirlenmesi ve nispeten küçük miktarlarda plastikleştirici içeren sistemlerin özelliklerinin değerlendirilmesi ile ilgilidir. Bu gerçekler pratik ve teori için büyük önem taşımaktadır; plastikleştirilmiş sistemlerin metastabilitesi ve bunların özelliklerini incelemek için belirli yöntemlerin yanlış kullanımı ile ilişkilidir.
Tüm sistemlerin en yaygın olanları kararlı veya kararlı, kararsız veya kararsız ve yarı kararlı olarak bölündüğü bilinmektedir. Bu nedenle yarı kararlı sistemlerin termofiziksel özelliklerinin incelenmesi büyük önem taşımaktadır.
Yarı kararlı bir sistem, kendisinden sonsuz derecede farklı olan tüm sistemlere göre kararlıdır, ancak bu sistemin kararsız olduğu en az bir sistem vardır. En düşük Gibbs enerjisine sahip olan A Durumu gerçekten kararlıdır ve en yüksek Gibbs enerjisine sahip olan B durumu, A durumuna göre yarı kararlı bir durumdur. Ancak sistemin B durumundan A durumuna geçişi için, potansiyel engeli aşmak gerekir. Pertürbasyon enerjisi potansiyel bariyerden küçükse sistem B durumunda kalır.
Bu tür sistemlerin kararlılığı, gevşeme süresi (p) ile deney süresinin (op) oranına bağlıdır; Deney süresi sadece laboratuvar deneyinin süresini değil, aynı zamanda ürünün depolanma ve çalışma süresini de ifade eder. Eğer
p >> op, o zaman sistem sınırsız bir süre boyunca yarı kararlı bir durumda olabilir ve gerçek anlamda kararlı bir sistemden farklı değildir. Bu nedenle "dengesizlik" terimi buna uygulanmamalıdır. Tam tersine, "yarı kararlı denge" terimi artık yaygın olarak kullanılmaktadır. A durumundaki sistem gerçek dengededir ve B durumundaki sistem yarı kararlı dengededir.
Yarı kararlı durum, polimer makromoleküllerinin çok büyük boyutu ve önemli p değeri nedeniyle polimer sistemleri için tipiktir. Bu tür sistemler örneğin söndürme yoluyla elde edilebilir; polimer veya polimer karışımının T değerlerinin çok altındaki bir sıcaklığa hızla soğutulması. Bu durumda sistemin yapısı değişmez ve daha yüksek sıcaklıkta kendisine verilen yapı korunur. Bu, sistemin geçmişini "hatırladığı" anlamına gelir. Bu tür sistemlere "bellek" sistemleri denir. Özelliklerinin incelenmesine yönelik birçok çalışma yapılmış ve bu sistemlerin termodinamiği geliştirilmektedir. Bu özellikler sistemlerin geçmişine bağlıdır. Bellek sistemleri, Tg'lerinin çok altındaki sıcaklıklardaki tüm polimerleri ve polimer bileşimlerini içerir. İçlerinde meydana gelen işlemlerin gevşeme süresi çok uzundur ve bu nedenle T'deki camsı polimerler<< Тс рассматривают
как равновесные. К таким системам
применимы законы классической
термодинамики.
Polimerin solventlere afinitesi ile aynı parametrelerle değerlendirilen polimerin plastikleştiriciye termodinamik afinitesi büyük önem taşımaktadır: karıştırmanın Gibbs enerjisinin (G) büyüklüğü ve işareti, Flory-Huggins etkileşim parametresi (1), ikinci viral katsayı (A 2). G iki şekilde belirlenebilir. İlk yol, plastikleştiricinin plastikleştirilmiş sistem üzerindeki buhar basıncına veya şişme basıncına ilişkin deneysel verilere dayanarak G'yi doğrudan belirlemektir. Plastikleştiriciler uçucu olmayan sıvılardır, bu nedenle düşük basınçlarının ölçümü özel yöntemler gerektirir. Bu amaçla kullanılan efüzyon yönteminin birçok dezavantajı bulunmaktadır. Plastikleştirilmiş selüloz eterlerin özelliklerinin incelenmesinde uzun süredir kullanılan şişme basıncını belirleme yöntemi daha doğrudur. Kauçuk vulkanizatörlerinin çeşitli solventlere afinitesinin araştırılmasında başarıyla uygulanmıştır.
G plastikleştirilmiş polimerlerin belirlenmesi, polimer karışımları için önerilen yöntem kullanılarak gerçekleştirilebilir. Bunu yapmak için, polimerin, plastikleştiricinin ve bunların karışımlarının, onlarla sonsuz şekilde karışabilen herhangi bir düşük moleküler ağırlıklı sıvı ile karıştırılmasının G'sini ölçmek gerekir. Karışımın Gibbs enerjisi, çözeltilerin ışık saçılım verilerinden belirlenebilir. Wooks'un sıvı-sıvı sistemi için tanıttığı bu yöntem, çalışmada ilk kez polimer-solvent sistemleri için kullanıldı.
G değerini belirlemenin ikinci yolu, polimerin plastikleştirici ile karıştırılmasının deneysel olarak ölçülen entalpisi ve entropisine dayanarak bu parametreyi hesaplamaktır. G = H - TS denklemine göre hesaplanır. Karıştırma entalpisi, yukarıda açıklandığı gibi Hess yasasına göre hesaplanır; karıştırma entropisi, bir taramalı kalorimetre kullanılarak ölçülen, plastikleştirilmiş sistemlerin ısı kapasitesinin sıcaklığa bağımlılığına dayalı olarak belirlenir. Bu yöntem dikkati hak ediyor. Ancak klasik termodinamik çerçevesinde entropinin mutlak değerleri ancak ısı kapasitesinin deneysel sıcaklığa bağımlılığının mutlak sıfıra ekstrapolasyonuyla elde edilebilir. Bu, çalışmada yapıldı ve çalışmada, tüm entropi değerleri sıfır terimler olmadan alındığında, S 0 değerlerini hesaplamak için yaklaşık bir yöntem kullanıldı. Bu hatalara yol açabilir. Yukarıdakilerden, aynı sonuçları vermesi gereken çeşitli yöntemlerin geliştirilmesinin gerekli olduğu anlaşılmaktadır. Bu da farklı yöntemlerle elde edilen sonuçların karşılaştırılmasını ve sistematik olarak tartışılmasını gerektirir.
ÇÖZÜM
Çalışmamda Gibbs enerjisini ve bu teoriyle ilgili kavramları ele aldım. Termodinamik potansiyellerden, faz kurallarından, Gibbs dağılımından, entalpiden, entropiden ve tabii ki Gibbs enerjisinin kendisinden bahsettim.
Josiah Willard Gibbs'in bilime katkısı önemlidir. Çalışmaları ve araştırmaları, takipçilerinin bilimsel gelişmelerine temel teşkil etti ve aynı zamanda pratik öneme de sahip.
KULLANILAN LİTERATÜR LİSTESİ:
Mn-Si sisteminin alaşımlarının kimyasal stabilitesinin termodinamiği
Diploma çalışması >> Kimya... Enerji Gibbs reaksiyonlar 2 ve 3 sıcaklığa bağımlılık denklemleriyle tanımlanır: Enerji Gibbs reaksiyon 1 birleştirilerek bulunabilir enerjiler Gibbs... bankamatik. İfadelerde yerine koyma enerjiler anlam karışıklığı enerjiler Gibbs tepkiler (1) - (4), şunu elde ederiz...
koloidal kimya. Ders Notları
Özet >> KimyaHer zaman >0. İç yüzey enerji Yüzey birimleri yüzeyden daha fazla enerji Gibbs(*) oluşum ısısına... yani denklem Gibbs-Helmholtz (**), toplam yüzeyi birbirine bağlayan enerji veya entalpisi enerji Gibbs bu durumda...
Yarı kararlı sıvıların termofiziği. Sverdlovsk, UNC AN SSCB, 1987.
Prigogine I., Defey R. Kimyasal termodinamik. Başına. İngilizceden. Ed. V.A. Mihailov. Novosibirsk, Nauka, 1966.
Kubo R. Termodinamik. Başına. İngilizceden. Ed. DM Zubareva, N.M. Plakidy. M. Mir, 1970.
Tager A.A. Yüksek moleküler ağırlık soed., 1988, v. A30, sayı 7, s. 1347.
Tager A.A. Polimerlerin fizikokimyası. M., Kimya, 1978.
Novikova L.V. vb. Plast. kitleler, 1983, sayı 8, s. 60.
enerji Gibbs aşağıdaki biçimde: değiştir enerji Gibbs verilenlerin oluşumunda ... termodinamik potansiyellerden herhangi biri: iç enerji U, entalpi H, enerji Gibbs G, enerji Helmholtz A istikrar şartıyla...
Kimyada test için yönergeler ve ödevler: Kimyasal süreçlerin modelleri.
I. Yönergeler.
Genel Hükümler.
Kimyasal süreçlerin yasaları kimyanın iki dalının inceleme konusudur: kimyasal termodinamik ve kimyasal kinetik.
Kimyasal termodinamik, reaksiyonların enerji etkilerini, yönlerini ve kendiliğinden akışın sınırlarını inceler.
Kimyasal termodinamikte çalışmanın amacı - bir termodinamik sistem (bundan sonra sadece bir sistem olarak anılacaktır) - zihinsel olarak veya fiilen çevreden izole edilmiş bir dizi etkileşimli maddedir.
Sistem farklı durumlarda olabilir. Sistemin durumu termodinamik parametrelerin sayısal değerleriyle belirlenir: sıcaklık, basınç, madde konsantrasyonları vb. Termodinamik parametrelerden en az birinin değeri (örneğin sıcaklık) değiştiğinde, sistemin durumu değişir. Bir sistemin durumundaki bir değişikliğe termodinamik süreç veya basitçe süreç denir.
Süreçler farklı hızlarda ilerleyebilir. Süreçlerin hızlarının ve bunları etkileyen faktörlerin incelenmesi, kimyasal kinetik adı verilen kimyanın dalıdır.
Bir sistemin bir durumdan diğerine geçiş koşullarına bağlı olarak, kimyasal termodinamikte, en basitleri izotermal olan, sabit bir sıcaklıkta meydana gelen (T=const), izobarik, sabit bir sıcaklıkta meydana gelen çeşitli işlem türleri ayırt edilir. basınç (p=sabit), izokorik, sabit hacimde akan (V=sabit) ve adyabatik, sistem ile çevre arasında ısı alışverişi olmadan gerçekleştirilen (q=sabit). Kimyasal termodinamikte çoğunlukla reaksiyonlar izobarik-izotermal (p=sabit, T==sabit) veya izokorik-izotermal (V=sabit, T=sabit) süreçler olarak kabul edilir.
Çoğu zaman, kimyasal termodinamikte, standart koşullar altında meydana gelen reaksiyonlar dikkate alınır. standart sıcaklıkta ve tüm maddelerin standart durumunda. Standart sıcaklık 298K'dır. Bir maddenin standart durumu, 101,3 kPa basınçtaki durumudur. Madde çözelti halinde ise 1 mol/L derişimdeki durumu standart olarak alınır.
Prosesler kimyasal termodinamiğin inceleme konusudur. Süreçleri karakterize etmek için kimyasal termodinamik, durum fonksiyonları adı verilen özel büyüklüklerle çalışır: U - iç enerji. H entalpi, S entropi, G Gibbs enerjisi ve F Helmholtz enerjisidir. Herhangi bir sürecin niceliksel özellikleri, kimyasal termodinamik yöntemlerle belirlenen durum fonksiyonlarındaki değişikliklerdir: R sen, R H, R S, R G, R F.
2. Termokimyasal hesaplamalar.
(Görev ##1-20)
Termokimyasal hesaplama, reaksiyonun termal etkisinin (reaksiyon ısısı) belirlenmesinden oluşur. Reaksiyonun ısısı, salınan veya emilen ısı miktarıdır q .Reaksiyon sırasında ısı açığa çıkarsa böyle bir reaksiyona ekzotermik, ısı emilirse reaksiyona endotermik denir.
Reaksiyon ısısının sayısal değeri, uygulama yöntemine bağlıdır. gerçekleştirilen izokorik bir süreçte
V=sabit , reaksiyonun ısısı qv =
R U, izobarik bir süreçte
p =
yapı termal etki qp =
R H.
Dolayısıyla termokimyasal hesaplama, reaksiyon sırasında iç enerjideki veya entalpideki değişimin büyüklüğünün belirlenmesinden oluşur. Reaksiyonların büyük çoğunluğu izobarik koşullar altında gerçekleştiğinden (örneğin, bunların tümü açık kaplarda atmosferik basınç altında gerçekleşen reaksiyonlardır), termokimyasal hesaplamalar yapılırken rH neredeyse her zaman hesaplanır. Eğer
R H< 0, то реакция экзотермическая, если же
R H > 0 ise reaksiyon endotermiktir.
Termokimyasal hesaplamalar Hess yasasının sonucu kullanılarak yapılır : Bir reaksiyonun ısı etkisi, reaksiyon ürünlerinin oluşum ısılarının (entalpileri) toplamı eksi reaktanların oluşum ısılarının (entalpileri) toplamına eşittir.
Reaksiyon denklemini genel biçimde yazalım: aA + bB = cC + dD. Hess yasasının sonucuna göre reaksiyonun ısısı aşağıdaki formülle belirlenir:
R H = (s R H arr, C + d R H arr, D) - (a R H arr, A + b R H arr, V) (2.1)
nerede H - reaksiyon ısısı; rH arr - sırasıyla reaksiyon ürünleri C ve D ile reaktif A ve B'nin oluşum ısıları (entalpileri); c, d, a, b - stokiyometrik ve katsayılar olarak adlandırılan reaksiyon denklemindeki katsayılar.
Formül (2.1)'deki temel miktarlar, reaktanların ve ürünlerin oluşum ısılarıdır (entalpileri). Bir bileşiğin oluşum ısısı (entalpisi), bu bileşiğin 1 molünün termodinamik olarak kararlı fazlarda ve modifikasyonlarda bulunan basit maddelerden oluştuğu bir reaksiyonun ısı etkisidir 1) . Örneğin, buhar halinde su oluşum ısısı, şu denklemle ifade edilen reaksiyon ısısının yarısına eşittir: 2H2 (g) + O2 (g) \u003d 2H20 (g). Oluşum ısısının birimi kJ/mol'dür.
Termokimyasal hesaplamalarda reaksiyonların ısıları genellikle standart koşullar için belirlenir ve formül (2.1) şu şekli alır:
R H ° 298 = (C R H ° 298, varış, C + d R H ° 298, varış, D) - (a R H ° 298,o6p,A+b R H ° 298, bölge B) (2.2)
burada rH° 298, 298K sıcaklıkta kJ cinsinden standart reaksiyon ısısıdır (standart değer "O" üst simgesiyle gösterilir). a rН° 298, arr. - 298K sıcaklıkta da bileşiklerin oluşumunun standart ısıları (entalpileri). Değerler rH°298, arr. tüm bağlantılar için tanımlanır ve tablo halindeki verilerdir. 2)
Örnek 2.1 . Aşağıdaki denklemle ifade edilen reaksiyonun standart termal etkisinin hesaplanması: CaCO3 (t) \u003d CaO (t) + CO2 (g).
Hess yasasının sonucuna göre şunu yazıyoruz:
R H 0 298 = ( R H ° 298, arr, CaO + R H ° 298, bölge CO2) - R H° 298, varış, CaCO3
Bileşiklerin standart oluşum ısılarının tablo değerlerinin yazılı formülünde ikame edilmesi aşağıdaki sonuca yol açar:
R H° 298 = ((-635,1)+ (-393,51)) - (-1206) = 177,39 kJ.
Görüldüğü gibi, R H° 298 > 0, bu reaksiyonun endotermik doğasını gösterir.
Termokimyada, reaksiyon denklemlerinde termal etkilerin belirtilmesi gelenekseldir.Çok belirlenmiş bir termal etkiye sahip denklemlere termokimyasal denir.
Ele alınan reaksiyonun termokimyasal denklemi şöyle yazılmıştır:
CaCO3 (t) \u003d CaO (t) + C02 (g); rH° 298 = 177,39 kJ.
Örnek 2.2.Denklemle ifade edilen standart reaksiyon ısısının hesaplanması:
4NH3 (g) + 5O2 (g) \u003d 4NO (g) + 6H20 (g).
Hess yasasının sonucuna göre 3 yazıyoruz) :
rН° 298 = (4rН° 298, arr. N O + 6rН ° 298, arr, H 2 O) - 4rН° 298 , devir, NH 3
Formülde sunulan bileşiklerin standart oluşum ısılarının tablo değerlerini değiştirerek şunu elde ederiz:
rH° 298 = (4(90,37) + 6(-241,84)) - 4(-4b,19)= - 904,8kJ .
Reaksiyon ısısının negatif işareti, sürecin ekzotermik olduğunu gösterir.
Bu reaksiyonun termokimyasal denklemini yazıyoruz
4NH3 (g) + 5O2 (g) \u003d 4NO (g) + 6H20 (g); rН° 298 = - 904,8 kJ
_______________________________________________________________________________
1) Reaksiyon denklemlerindeki maddelerin durumları harf endeksleri kullanılarak gösterilir: (k) - kristal, (t) - katı, (g) - sıvı, (g) - gaz halinde, (p) - çözünmüş.
2) Tanım gereği rH° 298, arr. basit maddeler sıfıra eşittir.
3) H° 298, arr, O2 sıfıra eşit olduğundan formülde yer almaz.
Termokimyasal denklemdeki termal etki, stokiyometrik katsayılarla gösterilen madde miktarlarını ifade eder. Yani, ele alınan örnekte 2.2.record r H° 298 = - 904,8 kJ 4 mol NH3'ün 5 mol O2 ile etkileşime girmesi durumunda böyle bir miktarda ısının açığa çıktığı anlamına gelir , Sonuç olarak 4 mol NO ve 6 mol H2O oluşur, reaksiyona katılanların sayısı farklıysa termal etkinin değeri farklı olacaktır.
Örnek 2.3.Reaksiyon ısısının hesaplanması bölümünde tartışılmıştır. örnek 2.2. eğer:
a) Reaksiyona 2 mol katılırYaklaşık 2;
b) 34d reaksiyona katılır. NH'ler;
c) Reaksiyonda 11,2 litre oluşur. HAYIR.
Aşağıdaki oranlardan bulunan termal etkinin bilinmeyen değeri x olsun:
a) Oranın çözümü: 2/5= x (-904,8). x \u003d 2 (-904,8) / 5 olduğunda= - 361,92kJ.
b) Kütle olarak 1 mol NH3, 17g'a eşittir. (1 molün gram cinsinden kütlesi sayısal olarak atom kütlelerinin toplamına eşittir). Bu nedenle reaksiyona katılan NH3'ün mol sayısı:
n \u003d 34/17 \u003d 2. Buna göre oranı oluşturuyoruz: 2/4= x/(-904,8).
x \u003d 2 (-904,8) / 4 olduğunda= - 452,4kJ.
c) Avogadro kanununa göre normal şartlarda herhangi bir gazın 1 mol'ü 22,4 litre hacim kaplar. Bu nedenle reaksiyonda oluşan NO'nun mol sayısı:
n = 11,2/22,4= 0,5 . Oranı oluşturuyoruz: 0,5 / 4 \u003d x / (-904,8). nerede x= 0,5(-904,8)/4 = -113,1 kJ.
Reaksiyonların termal etkileri elbette oluşma koşullarına bağlıdır, ancak bu bağımlılık zayıf bir şekilde ifade edilir. Pratik öneme sahip sıcaklık ve basınç aralığında, reaksiyonların ısısındaki değişiklik kural olarak% 5'i geçmez. Bu nedenle, herhangi bir koşul için çoğu termokimyasal hesaplamada reaksiyon ısısının değeri standart termal etkiye eşit olarak alınır.
Bir kimyasal reaksiyonun Gibbs enerjisi.
(Görev ##21-40)
Bir reaksiyonun Gibbs enerjisi Gibbs enerjisindeki değişimdir R Kimyasal reaksiyon sırasında G. C \u003d H - TS sisteminin Gibbs enerjisi olduğundan, süreçteki değişimi aşağıdaki formülle belirlenir:
R G= rH –TrS. (3.1)
nerede T- Kelvin cinsinden mutlak sıcaklık.
Bir kimyasal reaksiyonun Gibbs enerjisi, bunun sabit basınç ve sıcaklıkta p, T = sabit) anında kendiliğinden oluşma olasılığını karakterize eder. Eğer R G< 0, то реакция может протекать самопроизвольно, при R G > 0 kendiliğinden reaksiyon mümkün değilse R G = 0, sistem dengededir.
Bir reaksiyonun Gibbs enerjisini hesaplamak için rH ve rS, formül (3.1) kullanılarak ayrı ayrı belirlenir. Bu durumda, çoğu durumda, entalpi rH ve entropi rS'deki değişimin değerlerinin reaksiyon koşullarına zayıf bir bağımlılığı kullanılır, yani. yaklaşıkları kullanın:
sağ nem = rН° 298 ve rS = rS° 298. (3.2)
Standart reaksiyon ısısı rH ° 298, denklem (2.2)'ye göre Hess yasasının sonucu kullanılarak belirlenir ve aA + bB \u003d cC + dD reaksiyonunun standart entropisi aşağıdaki formülle hesaplanır:
rS° 298 = (cS° 298, C + dS° 298, D) - (aS° 298, A + bS° 298, B) (3.3)
burada rS° 298, J/(molK) cinsinden bileşiklerin mutlak standart entropilerinin tablo değerleridir ve rS° 298, J/K cinsinden reaksiyonun standart entropisidir.
Örnek 3.1.Denklemle ifade edilen reaksiyonun Gibbs enerjisinin hesaplanması
4NH3 (g) + 5O2 (g) = 4 HAYIR(g) + 6H 2 O (g) 202,6 kPa basınçta ve 500°C (773K) sıcaklıkta.
Koşula göre, reaksiyon, yaklaşık değerlerin (3.2) kabul edilebilir olduğu, pratik olarak gerçek basınç ve sıcaklık değerlerinde ilerler, yani:
R H 773 = R H° 298 = - 904,8kJ= - 904800 J. (bkz. örnek 2.2). A R S 773=r S° 298 . Formül (3.3) ile hesaplanan reaksiyonun standart entropisinin değeri şuna eşittir: 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) = 179,77J/K
Değerleri değiştirdikten sonra R N° 298 ve R Formül (3.1)'e S° 298'den şunu elde ederiz:
R G773= R H773 - 773 R S 773 = H° 298 - 773 R S°298 =
\u003d - 904800 - 773 * 179,77 \u003d 1043762 J \u003d - 1043,762 KJ
Reaksiyonun Gibbs enerjisinin ortaya çıkan negatif değeri G773 bu reaksiyonun söz konusu koşullar altında kendiliğinden ilerleyebileceğini gösterir.
Reaksiyonun standart koşullar altında 298 K sıcaklıkta ilerlemesi durumunda, Gibbs enerjisinin (reaksiyonun standart Gibbs enerjisi) hesaplanması, reaksiyon için aşağıdaki formüle göre standart reaksiyon ısısının hesaplanmasına benzer şekilde gerçekleştirilebilir: aA + bB \u003d cC + dD denklemiyle ifade edilen form şu şekildedir:
R G° 298 = (ile R G° 298, varış, C+doktor G° 298.arr, D) – ( ar G° 298.dizi A + b rG ° 298 ,varış, içinde ) (3.4)
nerede G° 298.arr - Bileşik oluşumunun standart Gibbs enerjisi kJ / mol cinsinden (tablo değerleri) - 298K sıcaklıkta standart durumdaki belirli bir bileşiğin 1 molünün yine standart durumda olan basit maddelerden oluştuğu reaksiyonun Gibbs enerjisi 4) , bir r G° 298 reaksiyonun kJ cinsinden standart Gibbs enerjisidir.
Örnek 3.2. Reaksiyonun standart Gibbs enerjisinin denkleme göre hesaplanması:
4NH3 + 5O2 = 4 HAYIR + 6H20
Formül (3.4) uyarınca 5 yazıyoruz:
rG ° 298 = (4 R G° 298, NO+6 R G° 298,.H2O) –4 R G° 29 8., NH3
Tablo değerlerini değiştirdikten sonra R G°298.arr şunu elde ederiz:
R G° 298= (4(86, 69) + 6(-228, 76)) - 4 (-16, 64) = -184,56kJ.
Elde edilen sonuçtan, örnek 3.1'deki gibi standart koşullar altında söz konusu reaksiyonun kendiliğinden ilerleyebileceği görülmektedir.
Formül (3.1)'e göre kendiliğinden reaksiyonun sıcaklık aralığını belirlemek mümkündür. Reaksiyonun kendiliğinden ortaya çıkmasının koşulu negatif olduğundan
rG (rG< 0), определение области температур, в которой реакция может протекать самопроизвольно, сводится к решению относительно температуры неравенства (rН – ТrS) < 0.
Örnek 3.3.Kendiliğinden CaO reaksiyonunun sıcaklık aralığının belirlenmesi 3 (T) = CaO (t) + CO 2 (G).
Bulduk R El R S:
R H = R N ° 298 \u003d 177,39 kJ \u003d 177 390 J (bkz. örnek 2.1)
R S= R S° 298 = (S° 298 . CaO + S° 298. CO 2 ) - S° 298. CO3 = (39,7+213,6) – 92,9=160,4 J/K
Değerleri takma R El, R S'yi bir eşitsizliğe dönüştürün ve bunu T için çözün:
177390 – T*160,4<0, или 177390 < Т * 160,4, или Т >1106. Yani 1 106 K'nin üzerindeki tüm sıcaklıklarda negatif R G ve dolayısıyla bu sıcaklık aralığında, dikkate alınan reaksiyonun kendiliğinden oluşması mümkün olacaktır.
Kimyasal kinetik.
(Problemler ##41 - 60)
Daha önce de belirtildiği gibi, Kimyasal kinetik, reaksiyonların hızlarını ve çeşitli faktörlerin bunlar üzerindeki etkisini inceleyen bir kimya dalıdır.
Homojen (tek fazlı) bir işlemde reaksiyon, sistemin tüm hacmi boyunca ilerler ve hızı, herhangi bir reaktifin veya herhangi bir ürünün konsantrasyonundaki birim zaman başına bir değişiklik ile karakterize edilir. Ortalama hız V cf = ±rC/rt (burada rC, rt süresi boyunca molar konsantrasyondaki değişikliktir) ile konsantrasyonun zamana göre türevi olan t zamanındaki gerçek hız arasında ayrım yapın: V = ±dC/dt. Katalizör yokluğunda her spesifik reaksiyonun hızı, reaktanların konsantrasyonuna ve sıcaklığa bağlıdır. . Ara yüzeyde meydana gelen heterojen reaksiyonların hızı da bu yüzeyin boyutuna bağlıdır.
_______________________________________________________________________________________
4) Tanıma göre basit maddelerin standart Gibbs oluşum enerjisi sıfırdır.
5) r G° 298, O 2 sıfıra eşit olduğundan ifadede yer almaz.
Reaktan konsantrasyonlarının reaksiyon hızı üzerindeki etkisi kütle etki yasasıyla belirlenir: sabit bir sıcaklıkta reaksiyon hızı, stokiyometrik katsayılara eşit güçlerde reaktanların konsantrasyonlarının çarpımı ile orantılıdır. aA + bB = cC + dD reaksiyonu için kütle etki yasasının matematiksel ifadesi denir. reaksiyonun kinetik denklemi, yazılmış:
V = kС А a С B b (4.1)
Nerede k- oran sabiti adı verilen orantı faktörü, A ve C ile B reaktanların molar konsantrasyonlarıdır, a ve b ise stokiyometrik katsayılarıdır. Kinetik denklemdeki üslerin toplamına reaksiyon sırası denir.
Örnek 4.1.2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) reaksiyonunun kinetik denklemi yazılmıştır.:
V\u003d kС H 2 2 O2 ile. Bu reaksiyonun teorik sırası üçtür.
Reaksiyonların kinetik denklemlerinde, yoğunlaştırılmış haldeki maddelerin konsantrasyonları değişmezliklerinden dolayı gösterilmemiştir. Bu sabit konsantrasyonlar hız sabitinin bileşenleri olarak dahil edilir.
Örnek 4.2.2C (t) + O2 (g) \u003d 2CO (g) denklemine göre ilerleyen heterojen bir reaksiyonun kinetik denklemi şu şekildedir:V = kC O2 birinci dereceden bir reaksiyondur.
Kütle etki yasasına göre reaksiyon hızı, reaktanların konsantrasyonlarındaki değişikliklerle değişir. *
Örnek 4.3. Hidrojen konsantrasyonunda 2 kat azalma ile 2H2 (g) + O2 (g) \u003d 2H20 (g) reaksiyon hızındaki değişimin hesaplanması.
Denklem (4.1)'e göre. başlangıç reaksiyon hızı V 1 = kС H 2 2 /СО2 ve 2 kat daha düşük bir hidrojen konsantrasyonundaki reaksiyon hızı şu oran ile belirlenir:
V2= k(С H2 / 2) 2 O2 ile - Sonuç olarak V 2'ye sahibiz/V1= 1/4, yani reaksiyon hızı 4 kat azalır.
Gazları içeren reaksiyonlarda, reaktanların konsantrasyonlarının değiştirilmesi ve dolayısıyla hızın değiştirilmesi, en kolay şekilde, basıncın değiştirilmesiyle sistemin hacminin değiştirilmesiyle gerçekleştirilir. Mendeleev-Clapeyron denklemine göre, basınç arttıkça gazın hacmi azalır ve molar konsantrasyonu artar.
Örnek 4.4. Basınçta 2 kat artışla 2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) reaksiyon hızındaki değişimin hesaplanması.
Basınç artışından önceki reaksiyon hızı V 1 = kС H 2 2 /СО2 - Basıncın 2 kat artmasıyla sistemin hacmi 2 kat azalır ve dolayısıyla her gazın konsantrasyonu 2 kat artarak hidrojen için - 2 C H2, oksijen için - 2 C O2 - yeni altında koşullar altında reaksiyon hızı şu kinetik denklemle ifade edilecektir: V 2\u003d k (2С H 2) 2 2 O2 ile - Hız oranı V 2/V1= 8, yani basıncın 2 kat arttırılması sonucunda reaksiyon hızı 8 kat artar.
Kimyasal reaksiyonların hızının sıcaklığa bağımlılığı van't Hoff kuralıyla belirlenir: Sıcaklıktaki her 10 derecelik artışta çoğu kimyasal reaksiyonun hızı 2-4 kat artar. Buna göre sıcaklıktaki aynı düşüşle reaksiyon hızı aynı sayıda azalır. Matematiksel olarak Vant kuralı
Goffa şöyle yazıyor:
v2 = V1y(T2 - T 1) / 10 veya k 2 \u003d k 1 y (T2 - T 1) / 10(4.2)
burada V 2 ve V i, k 2, k 1 sırasıyla T 2 ve T 1 a sıcaklıklarındaki reaksiyonun hızları ve hız sabitleridir. y= 2 - 4 - reaksiyon hızının sıcaklık katsayısı.
Örnek 4.5. Sıcaklık katsayısı 3 olan reaksiyon hızının sıcaklıkta 30 derecelik bir düşüşle hesaplanması.
Denklem (4.2)'ye göre. hız oranı V 2/V 1 \u003d W -30/10= 1/27. onlar. sıcaklık 30 derece düştüğünde reaksiyon hızı 27 kat azalır.
kimyasal denge.
(Görev ##61-80)
Tersinir reaksiyonlarda kimyasal denge kurulur - hem ileri hem de geri yönde ilerleyebilen reaksiyonlarda. Eğer аА + bВ ó cC + dD) reaksiyonu tersinir ise, bu, A ve B reaktiflerinin C ve D ürünlerine (doğrudan reaksiyon) dönüşebildiği ve C ve D ürünlerinin her biriyle reaksiyona girerek dönüşebildiği anlamına gelir. diğeri ise yine A ve B başlangıç maddelerini oluşturur (ters reaksiyon). Kimyasal dengenin termodinamik koşulu, reaksiyonun Gibbs enerjisinin değişmezliğidir; R G \u003d 0 ve kinetik denge koşulu, doğrudan (V 1) ve ters (V 2) reaksiyonların oranlarının eşitliğidir: V 1 \u003d V 2
Kimyasal denge durumunda hem ileri hem de geri reaksiyonlar aynı hızlarda ilerlediği için reaktanların ve ürünlerin konsantrasyonları zamanla değişmez. Bunlar Zamanla değişmeyen konsantrasyonlara denge konsantrasyonları denir. Denge konsantrasyonları, reaksiyon sırasında değişen denge dışı konsantrasyonların aksine, genellikle özel bir şekilde, yani köşeli parantez içine alınmış maddenin formülüyle gösterilir. Örneğin, [Н 2 ] kayıtları, hidrojen ve amonyağın denge konsantrasyonlarından bahsettiğimiz anlamına gelir.
Belirli bir sıcaklıkta, reaktanların ve ürünlerin denge konsantrasyonlarının oranı, her reaksiyonun sabit bir değeri ve özelliğidir. Bu oran, ürünlerin denge konsantrasyonlarının ürününün, stokiyometrik katsayılarına eşit güçlere yükseltilen reaktanların denge konsantrasyonlarının ürününe oranına eşit olan kimyasal denge sabiti Kc'nin değeri ile niceliksel olarak karakterize edilir. Tersinir bir aA + bB - cC + dD reaksiyonu için Kc ifadesi şu şekildedir:
Kc = ([C1 c [D] d)/([A] a [B] b) (5.1)
Örnek 5.1. Tersinir homojen bir reaksiyonun kimyasal denge sabitinin ifadesi N 2 (g) + ZN 2 (g)ó 2NH3(g)
Formül (5.1)'e göre, söz konusu reaksiyonun kimyasal denge sabiti şöyle yazılır: Kc \u003d [NHz] 2 / ([H 2 ] 3).
Tıpkı reaksiyonların kinetik denklemlerinde olduğu gibi, denge sabitlerinin ifadelerinde, sabitliklerinden dolayı yoğunlaştırılmış haldeki maddelerin konsantrasyonları kaydedilmez.
Örnek 5.2. Heterojen bir tersinir reaksiyonun kimyasal denge sabitinin ifadesi Fe 3 0 4 (t) + 4CO(g)ó 3Fe(t) + 4C02 (g).
Yukarıdakiler dikkate alınarak bu reaksiyonun kimyasal denge sabiti şöyle yazılır: Kc \u003d [CO2] 4 / [CO] 4.
Gazları içeren reaksiyonlar için kimyasal denge sabiti yalnızca denge konsantrasyonları cinsinden değil aynı zamanda gazların denge kısmi basınçları cinsinden de ifade edilebilir. 6) . . Bu durumda, denge sabitinin "K" sembolü, "c" konsantrasyonunun sembolü ile değil, "p" basıncının sembolü ile indekslenir.
Örnek 5.3. Heterojen tersinir bir reaksiyonun kimyasal denge sabiti Fe 3 0 4 (t) + 4CO(g)ó 3Fe(t) + 4CO2 (g), bir denge gaz karışımındaki gazların denge kısmi basınçları cinsinden ifade edilir.
Denge konsantrasyonlarının gazların denge kısmi basınçlarıyla değiştirilmesi sonucunda, kimyasal denge sabiti için aşağıdaki ifadeyi elde ederiz: Kp \u003d Rco 2 4 / Rco 4, burada Rco 2 ve Rco sırasıyla karbondioksitin kısmi basınçlarıdır. CO 2 ve karbon monoksit CO.
Bir gazın kısmi basıncı ve konsantrasyonu birbiriyle Р i =С i RT ilişkisi ile ilişkili olduğundan, burada Р i ve С i sırasıyla i'inci gazın kısmi basıncı ve konsantrasyonu, Кс ve Кр'dir. , sırayla birbirleriyle basit bir ilişkiyle ilişkilidir:
Kp \u003d Ks (RT) R N(5.2)
burada rn, reaksiyon ürünlerinin stokiyometrik katsayılarının toplamı ile reaktanların stokiyometrik katsayılarının toplamı arasındaki farktır.
Örnek 5.4.Tersinir reaksiyonun Kp ve Ks ilişkisi aşağıdaki denklemle ifade edilir:
N 2 (g) + ZN 2 (g)ó 2NH3(g)
Kp ve Ks ifadelerini yazıyoruz: Kp \u003d P NH 3 2 / PN 2 Pn 2 3);
Çünkü R n = 2 - (1+3) = -2, daha sonra (5.2) Кр=Кс(RT) -2'ye göre veya aksi halde Кс=Кр(RT) 2'ye göre.
________________________________________________________________________________
6) Bir gaz karışımındaki bir gazın kısmi basıncı, karışımın toplam basıncının o gaza atfedilebilen kısmıdır.
Denge sabiti Kp'nin sayısal değeri termodinamik olarak aşağıdaki formülle kolayca belirlenir:
rG° t \u003d -2,3 RT lgKr (5,3)
burada rG° t, T sıcaklığında reaksiyonun formül (3.1) veya (3.4) ile hesaplanan standart Gibbs enerjisidir.
Formül (5.3), gazları içeren reaksiyonların denge sabitlerini hesaplamak için kullanılır. Gerekirse (5.2) bağıntısı kullanılarak bu tür reaksiyonlar için Kc değeri hesaplanabilir.
Örnek 5.5. CaCO3(t) reaksiyonunun denge sabitinin hesaplanmasıó 500°C'de (773K) CaO(t) + CO2(g).
Tersinir reaksiyonun katılımcılarından biri (CO2) bir gaz olduğundan, denge sabitini hesaplamak için formül (5.3) kullanıyoruz. Sıcaklık standart olmadığından R G 0 773, formül (3.1) ile belirlenir: R G 0 773 \u003d H ° 773 - 773 R S 773 . Hє 773'ün G 0 773 değerlerinin belirlenmesi için gerekli ve R S 773'ü daha önce ele alınan örnekten (3.3) alıyoruz: R H 0 773 = R H 0 298 \u003d 177390 J ve S ° 773= r S° 298 = 160,4 J/K. Bu değerlere göre R G 0 773 \u003d 177390 -773 773 160,4 \u003d 53401 J. Ayrıca formül (5.3)'e göre şunu elde ederiz: lgКр = - R G ° 773 / (2, ZRT) \u003d -53401 / (2,3 * 8,314 * 773) \u003d -3,6.
Denge sabiti 7)'nin ifadesini ve sayısal değerini yazıyoruz: Кр=РСО 2 =10 -3,6. Kp'nin bu kadar küçük bir değeri, söz konusu koşullar altında doğrudan reaksiyonun pratikte ilerlemediğini gösterir (bu sonucu, örnekteki (3.3) hesaplama sonucuyla karşılaştırın).
Ele alınan örnekten (5.5), kimyasal denge sabitinin sayısal değerinin, reaktiflerin ürünlere dönüşüm derecesini karakterize ettiği anlaşılmaktadır: Кр(Кс)>> 1 ise denge sisteminde ürünler hakimdir, yani. Tersinir reaksiyon ağırlıklı olarak ileri yönde ilerler ve bunun tersi durumda Kp(Kc)<<1, более выраженной является обратная реакция и степень превращения реагентов в продукты невелика.
©2015-2019 sitesi
Tüm hakları yazarlarına aittir. Bu site yazarlık iddiasında bulunmaz, ancak ücretsiz kullanım sağlar.
Sayfa oluşturulma tarihi: 2016-08-20
A,.5° kimyasal reaksiyonunun entropisindeki standart değişimi hesaplamak için, tek tek maddelerin entropisini bilmek gerekir. Bireysel maddeler için entropinin mutlak değeri, adı verilen bir varsayıma dayanarak belirlenebilir. üçüncü başlangıç termodinamik: İdeal bir kristalin mutlak sıfır sıcaklıkta entropisi sıfırdır. Daha sonra, bir maddenin bilinen ısı kapasitesinden, denklem kullanılarak belirli bir sıcaklıkta entropi hesaplanabilir.
Bir maddenin entropisi, katıdan sıvı ve gaz durumuna geçiş sırasında sürekli olarak artar, çünkü bu faz geçişleri sırasında ısı emilir ve düzensizlik artar. Kimyasal reaksiyonlarda entropi, gaz miktarındaki artışla özellikle önemli ölçüde artar. Bu nedenle imzala GİBİ gözle belirlenebilir. Tepki dikkate alındığında
3 mol gazdan 2 mol gaz elde edildiği için, sabit sıcaklıktaki reaksiyon sırasında, hesaplama yapmadan karışımın entropisinin azaldığını söyleyebiliriz.
Maddelerin termodinamik özellikleri tablolarına değerler girilir standart entropi yani 1 mol maddenin entropisi 5 °, JDmolK), standart koşullar altında (Ek 3).
Bir kimyasal reaksiyon için standart entropi değişimi A'ya benzer bir formül kullanılarak hesaplanır. ,No° Hess yasasına göre:
Maddelerin termodinamik özellikleri tabloları aynı zamanda standart değerleri de içerir Gibbs enerji oluşumundaki değişiklikler basit maddelerden karmaşık maddeler, olarak gösterilir AjG°. Bu verilerden, A kimyasal reaksiyonunun Gibbs enerjisindeki standart değişim rG°:
Şunu belirtmek gerekir ki A rG° Standart durumundaki bir sistemdeki kimyasal reaksiyonun bir devrimini ifade eder. Bu kavram, tüm maddelerin 1 mol / l'lik bir çözelti içindeki konsantrasyonunu veya 101,3 kPa'lık bir karışımdaki her bir gazın basıncını ifade eder. Bundan şu sonuç çıkıyor: A ,.G Reaksiyon ilerledikçe maddelerin konsantrasyonları değiştikçe değişir. Bu, bir sonraki bölümde daha ayrıntılı olarak açıklanmaktadır.
Hesaplama A G C° A tablosu değerlerine göre üretin fG° reaksiyona katılan maddeler ve önceden hesaplanan A değerlerine göre ,No° ve D, ^, bundan sonra Gibbs enerjisini değiştirmek için formül (9.12) kullanılır:
Örnek 9.8. İki şekilde hesaplayın A rG° nitrik oksidin (II) oksijenle reaksiyonu için 298,15 K'de. Sonucu tartışın.
Çözüm. Reaksiyon denklemini yazalım ve gerekli tablo verilerini bulalım.
Bu reaksiyon için durum fonksiyonlarındaki değişiklikleri hesaplayalım:
Enerji birimlerinin kullanımına (J / K cinsinden entropi, kJ cinsinden entalpi) dikkat ederek Gibbs enerjisindeki değişimi denklem (9.12)'ye göre hesaplayın:
Hesaplama A rG° iki yöntem neredeyse aynı sonuçları verdi. Hesaplama standart durum için yapıldığından standart durumda reaksiyonun kendiliğinden ilerlediğini söyleyebiliriz. Bu reaksiyonda, entropideki değişim negatiftir ve bu, basitçe reaksiyon denklemi dikkate alınarak bulunabilir (yukarıya bakın). Burada entropi faktörünün reaksiyona katkısı yoktur. Ancak entalpideki değişimin de negatif olduğu (reaksiyonun ekzotermik olduğu) ve reaksiyonu kolaylaştırdığı ortaya çıktı. Bu durumda enerji faktörü reaksiyonun yönünü kontrol eder, çünkü D'nin mutlak değeri, H° süreyi aştı TA,.S°.
Örnek 9.9. L,.//° = 285.8 kJ ve D,.5° = 137.8 J/K olan bir 20 3 = 30 2 reaksiyonu vardır. İki reaksiyondan hangisi (doğrudan veya ters) kendiliğinden gerçekleşir?
Çözüm. Verilen değerlerden hem enerji hem de entropi faktörlerinin ileri reaksiyona katkıda bulunduğu açıktır. Bunun için negatif bir D,.C° değeri açıkça elde edilir. Geri bildirim, yani. ozon oluşumu kendiliğinden gidemez. Ancak oksijenin ultraviyole ışınlarla ışınlanması sonucu ozon oluşur.
Örnek 9.10. Sodyum klorürün suda çözünmesi, yani. işlem
durum fonksiyonlarında aşağıdaki değişikliklerle karakterize edilir: D,.//° = +3,8 kJ/mol, D ,S°\u003d +43 JD.iol-K), D,.C ° \u003d -9,0 kJ / mol. Bireysel faktörlerin rolünü ve çözünürlüğün yaklaşık değerini değerlendirin.
Çözüm. Burada yalnızca entropi faktörü çözünme sürecine katkıda bulunur. Çözünme ile kristal yapının bozulması, düzensizliğin artması anlamına gelir. Bu entropinin artmasıyla ifade edilir. Çözünürlüğü değerlendirmek için, fonksiyonların standart değerlerinin standart durumdaki sisteme atıfta bulunduğunu bir kez daha hatırlamamız gerekir. Bu durumda bu, 1 mol / l konsantrasyona ve tuz kristallerine sahip bir sodyum klorür çözeltisidir. Böylece, sodyum klorürün çözünmesi bir molar çözelti içinde kendiliğinden gerçekleşir ve dolayısıyla çözünürlük 1 mol/l'yi aşar.
Bölümü sonuçlandırmak için kavramı ele alalım. termodinamik kararlılık maddeler. Belirli maddelerin kararlılığı veya kararsızlığı hakkında sık sık konuşmamız gerekir ve ne tür bir kararlılıktan bahsettiğimiz her zaman açık değildir. Demirin korozyonu, bu metalin su ve atmosferik oksijenin etkisine karşı kararsız olduğu anlamına gelir. Kaynayan suya karbonat ilave edildiğinde gaz çıkması, bu tuzun sıcak su ile ayrışması anlamına gelir. Aynı tuz, sıvı su katılmasa bile 270 ° C'ye ısıtıldığında karbondioksit ve su buharı açığa çıkarır.
Termodinamik stabilite, bir maddenin belirli koşullar altında stabilitesi anlamına gelir; kendiliğinden dönüşümlerin olmaması (negatif değerlerle karakterize edilir) ArG) diğer maddelerin katılımı olmadan.
Sodyum klorür başka bir maddeye dönüştürülemez. Termodinamik olarak kararlı bir maddedir. İyi bilinen başka bir madde olan glikoz, C 6 H) 2 0 6, örneğin grafit ve suya ayrışma gibi çeşitli dönüşümlere uğrayabilir:
Gördüğünüz gibi bu dönüşümün negatif bir değeri var. A r G°, ve kendiliğinden gitmeli. Bu nedenle glikoz termodinamik olarak kararsız bir maddedir. Glikozun neden başka maddelere dönüştürülmeden uzun süre saklanabileceği kaçınılmaz sorusu Bölüm 2'de ele alınacaktır. on bir.
Kimyasal reaksiyon sürecinde iki eğilim vardır:
1.N dk (entalpi faktörü);
2.S max (entropi faktörü).
Bu faktörlerin her ikisi de karşılıklı olarak zıt yönlerde etki eder ve reaksiyonun seyri, bu özel durumda hakim olan faktör tarafından belirlenir. Bir kimyasal reaksiyon sırasında entalpi ve entropideki değişiklik, Gibbs enerjisini ∆G 0 (kJ): ∆G 0 \u003d ∆H 0 - T∆S 0'ı dikkate alır, burada T mutlak sıcaklıktır, ∆S 0. – standart değişiklik entropi; ∆Н 0 standart entalpi değişimidir.
G'nin değeri ve işareti, kendiliğinden bir kimyasal reaksiyonun olasılığını ve yönünü belirler. Sabit sıcaklık ve basınçta reaksiyon, Gibbs enerjisindeki azalmaya karşılık gelen yönde kendiliğinden ilerler.
G< 0 - реакция идет самопроизвольно в прямом направлении;
G > 0 - bu koşullar altında reaksiyon ileri yönde gitmez;
G = 0 - reaksiyon tersine çevrilebilir (kimyasal denge).
∆ r G'deki değişiklik süreç yoluna bağlı değildir ve Hess yasasının sonucuyla hesaplanabilir: Gibbs enerji değişimi kimyasal bir reaksiyonun sonucu olarak reaksiyon ürünlerinin oluşumunun Gibbs enerjilerinin toplamı eksi başlangıç malzemelerinin oluşumunun Gibbs enerjilerinin toplamına eşittir.
R G 0 = Σ∆ F G 0 reaksiyon ürünleri - Σ∆ F G 0 başlangıç malzemeleri,
nerede ∆ F G 0 standart Gibbs oluşum enerjisidir, kJ/mol; Referans değeri. ∆ F G 0 basit maddeler sıfıra eşittir.
Ders #6 . KİMYASAL REAKSİYONLARIN ORANI
Kimyasal kinetik -Kimyasal reaksiyonların hızını ve mekanizmasını inceleyen kimya dalı.Kimyasal reaksiyonun hızı isminde birim hacim başına birim zaman başına reaktan miktarındaki değişiklik(homojen reaksiyon için) veya ünite arayüzü başına(heterojen bir sistem için) Reaksiyon hızı, reaktanların doğasına, konsantrasyonlarına, sıcaklığına ve katalizörlerin varlığına bağlıdır.
Kimyasal reaksiyon hızının reaktanların doğasına bağımlılığı Her reaksiyonun belirli bir aktivasyon enerjisi değeri ile karakterize edilmesi nedeniyle. Reaksiyonlar daha az güçlü bağların yok edilmesi ve daha güçlü bağlara sahip maddelerin oluşması yönünde ilerler. Bir bağı yok edip başka bir bağ oluşturmak için belirli enerji maliyetleri gerekir. Aktivasyon enerjisi E bir - bu, çarpışmalarının yeni bir maddenin oluşumuna yol açması için moleküllerin sahip olması gereken fazla enerjidir. Aktivasyon enerjisi çok düşükse (< 40 кДж/моль), то реакция идет с очень большой скоростью, если энергия активации очень велика (>120 kJ/mol), bu durumda reaksiyon hızı ölçülemeyecek kadar düşüktür.
Reaksiyon hızının konsantrasyona bağımlılığı reaktanlar ifade edilir kitlesel eylem yasası (LMA): sabit sıcaklıkta, bir kimyasal reaksiyonun hızı, reaktanların konsantrasyonlarının çarpımı ile doğru orantılıdır.
Genel olarak homojen reaksiyonlar nA (g) + mB (g) = pAB (g)
Reaksiyon hızının konsantrasyona bağımlılığı aşağıdaki denklemle ifade edilir:
burada CA ve CB reaktanların konsantrasyonlarıdır, k ise reaksiyon hızı sabitidir. Belirli bir reaksiyon için 2NO (g) + O 2 (g) = 2NO 2 (g), ZDM'nin matematiksel ifadesi şu şekildedir: υ = k∙∙
Reaksiyon hız sabiti k, reaktanların doğasına, sıcaklığa ve katalizöre bağlıdır, ancak reaktanların konsantrasyonlarına bağlı değildir. Hız sabitinin fiziksel anlamı, reaktanların birim derişimlerindeki reaksiyon hızına eşit olmasıdır.
İçin heterojen reaksiyonlarda reaksiyon hızı yalnızca gazların veya çözünen maddelerin konsantrasyonuna bağlıdır ve katı fazın konsantrasyonu MDM'nin matematiksel ifadesine dahil edilmez. Örneğin, karbonun oksijendeki yanma reaksiyonunun hızı yalnızca oksijen konsantrasyonuyla orantılıdır:
C (k) + O 2 (g) \u003d CO 2 (k), υ \u003d k
Reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığı. Sıcaklık yükseldiğinde moleküllerin hareket hızı artar ve bu da aralarındaki çarpışmaların artmasına neden olur.Sıcaklığın artması aktif moleküllerin sayısını artırır ve dolayısıyla kimyasal reaksiyonun hızı artar. .
Kimyasal reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığı ifade edilir van't Hoff kuralı: Sıcaklıktaki her 10°C artışta reaksiyon hızı 2-4 kat artar..
burada υ 2 ve υ 1, t 2 ve t 1 sıcaklıklarındaki reaksiyon hızlarıdır,
γ, sıcaklıktaki 10 0 С artışla reaksiyon hızının kaç kez arttığını gösteren reaksiyon hızının sıcaklık katsayısıdır.
Reaksiyon hızının sıcaklığa daha sıkı bağımlılığı anlatılmıştır. Arrhenius denklemi reaksiyon hızı sabitini aktivasyon enerjisiyle ilişkilendiren:
burada A, birim zaman başına moleküllerin çarpışma sayısının çarpışma sırasında kimyasal etkileşim olasılığı ile çarpımına eşit olan sabit bir faktördür.
Reaksiyon hızının katalizöre bağımlılığı.Bir reaksiyonun hızını artıran ancak reaksiyon sonrasında kimyasal olarak değişmeden kalan maddeler, arandı katalizörler. Bir katalizörün etkisi altında reaksiyon hızının değişmesine denir. kataliz. Katalizi ayırt edin homojen Ve heterojen.
Reaktanlar ve katalizör aynı toplanma durumundaysa, kataliz homojen:
2SO 2(g) + O 2(g) 2SO 3(g)
Reaktanlar ve katalizör farklı toplanma durumlarındaysa, kataliz heterojen:
N2(g) + 3H2(g)2NH3(g)
Katalizörün etkisi, aktivasyon enerjisini azaltması ve dolayısıyla reaksiyon hızını arttırmasıdır.
7 numaralı ders. KİMYASAL DENGE
Kimyasal reaksiyonlar ikiye ayrılır geri döndürülemez Ve geri dönüşümlü. geri döndürülemez yalnızca ileri yönde akış (tepkenlerden biri tamamen tükenene kadar), geri dönüşümlü hem ileri hem de geri yönde akar (bu durumda reaktanların hiçbiri tamamen tükenmez). Aşağıdaki reaksiyonu göz önünde bulundurun:
Doğrudan υ pr ve ters υ arr reaksiyonlarının hızı için kütlelerin etki yasasının matematiksel ifadesi şu şekildedir:
υ pr \u003d υ arr \u003d
A ve B maddeleri karıştırıldığında doğrudan reaksiyonun hızı maksimum olacaktır. Daha sonra A ve B maddeleri yavaş yavaş tüketilir ve doğrudan reaksiyonun hızı azalır. Ortaya çıkan D ve F maddeleri birbirleriyle reaksiyona girmeye başlayacak ve D ve F maddelerinin konsantrasyonu arttıkça ters reaksiyonun hızı sürekli artacaktır.Zamanın belirli bir noktasında ileri reaksiyonun hızı eşitlenecektir. ters reaksiyonun hızına eşittir.
Sistemin ileri reaksiyon hızının (υ 1) geri reaksiyon hızına (υ 2) eşit olduğu durum, isminde kimyasal denge.Kimyasal dengede oluşturulan reaktanların konsantrasyonları, isminde dengeli.
Tersine çevrilebilir süreçler için toplu eylem yasası: sabit bir sıcaklıkta kimyasal denge durumunda, reaksiyon ürünlerinin konsantrasyonlarının ürününün başlangıç maddelerinin konsantrasyonlarının ürününe oranı sabit bir değerdir. Bu değer denir denge sabiti. Denge konsantrasyonları genellikle “CA” sembolüyle değil, köşeli parantez içine yerleştirilmiş bir maddenin formülüyle gösterilir, örneğin, ve konsantrasyon cinsinden ifade edilen denge sabiti K C'dir. Tersinir bir reaksiyon için aA + bB dD + fF, kütle etki yasasının matematiksel ifadesi şu şekildedir:
Belirli bir homojen reaksiyon için:
2CO (g) + O2 (g) ↔ 2CO2 (g)
Heterojen bir reaksiyon için CO2 (g) + C (c) \u003d 2CO (g). Heterojen sistemler için MDM'nin matematiksel ifadesine katı fazın konsantrasyonu dahil edilmez.
Denge koşulları sağlandığı sürece kimyasal denge değişmez ( konsantrasyon, sıcaklık, basınç) sabit tutulur. Koşullar değiştiğinde denge bozulur. Bir süre sonra sistemde, yeni bir hız eşitliği ve tüm maddelerin yeni denge konsantrasyonları ile karakterize edilen denge yeniden oluşur. Bir sistemin bir denge durumundan diğerine geçişi isminde denge kayması.
Denge kaymasının yönü belirlenir Le Chatelier'in ilkesi: Denge halindeki bir sisteme dış bir etki uygulanırsa (konsantrasyon, basınç, sıcaklık değişimi), o zaman denge, üretilen etkiyi zayıflatacak reaksiyon yönünde kayar.
S sistem durumu fonksiyonudur, adı verilir entropi. Entropi, sistemin düzensizlik (kaotik) durumunun ölçüsünü karakterize eder. Entropi birimleri J/(mol·K)'dir.
Maddelerin mutlak entropisi ve süreçlerdeki entropi değişimi
Mutlak sıfır sıcaklıklarda (T = 0 K), herhangi bir saf basit madde veya bileşiğin ideal kristalinin entropisi sıfırdır. S'nin 0 K'da sıfıra eşitliği, ısı kapasitesinin sıcaklığa bağımlılığına ilişkin deneysel verilere dayanarak maddelerin entropilerinin mutlak değerlerinin hesaplanmasını mümkün kılar.
Süreçteki entropi değişimi aşağıdaki denklemle ifade edilir:
S \u003d S (ür.) - S (çıkış),
burada S (ürün) ve S (çıkış) sırasıyla reaksiyon ürünlerinin ve başlangıç maddelerinin mutlak entropileridir.
Niteliksel düzeyde, işaret S reaksiyonları sistemin hacmindeki değişiklikten tahmin edilebilirİşlem sonucunda V. İmzaV, gaz halindeki reaktiflerin madde miktarındaki değişiklikle belirlenir N d.Yani, CaC03 (c) \u003d CaO (c) + C02 (g) reaksiyonu için:
(N d = 1) V > 0, dolayısıyla S > 0.
Reaksiyon için C (grafit) + 2H2 (g) = CH4 (g)
(Dn r = -1) V 0 ve dolayısıyla S0.
standart entropi
Entropi değerleri genellikle standart duruma atıfta bulunur. Çoğu zaman, S'nin değerleri P = 101,325 kPa (1 atm) ve T = 298,15 K (25 ° C) sıcaklıkta dikkate alınır. Bu durumda entropi gösterilir S yaklaşık 298 ve T = 298,15 K'deki standart entropi olarak adlandırılır. Maddenin entropisinin şu şekilde olduğu vurgulanmalıdır: S(S) o) Sıcaklık arttıkça artar.
Eğitimin Standart Entropisi
Eğitimin standart entropisi S yaklaşık f,298 (veya S o dizi 298), standart durumda olan belirli bir maddenin (genellikle 1 mol) basit maddelerden yine standart durumda oluşma sürecinde entropideki değişikliktir.
Gibbs'in enerjisi
G sistem durumu fonksiyonudur, adı verilir Gibbs'in enerjisi . Gibbs enerjisi:
Gibbs enerjisinin mutlak değeri belirlenemez ancak değişimi hesaplanabilir İşlem sonucunda G.
Sürecin kendiliğinden akış kriteri: P, T = sabit olan sistemlerde yalnızca Gibbs enerjisinde azalmanın eşlik ettiği süreçler kendiliğinden meydana gelebilir
(G 0). Sistemde dengeye ulaşıldığında G = 0.
Standart Gibbs Eğitim Enerjisi
G oluşumunun standart Gibbs enerjisi yaklaşık f,298 (veya G 298), standart durumdaki belirli bir maddenin (genellikle 1 mol) standart durumdaki basit maddelerden oluşumu sırasında Gibbs enerjisindeki değişimdir ve basit maddeler, belirli bir sıcaklıkta termodinamik olarak en kararlı durumlarda bulunur. .
Termodinamik olarak en kararlı formda olan basit maddeler için G yaklaşık f,298 = 0'dır.
Entalpi, entropi faktörü ve süreç yönü
G denklemini analiz edelim o T = H o T - T S o T. Düşük sıcaklıklarda TS o Çok az. Bu nedenle G işareti o T esas olarak değere göre belirlenir H o T (entalpi faktörü). Yüksek sıcaklıklarda T S o T - büyük değer, D G işareti o T aynı zamanda entropi faktörü tarafından da belirlenir. Entalpi oranına bağlı olarak ( H o T) ve entropi (T S o T) faktörleri, süreçlerin dört çeşidi vardır.
Problem çözme örnekleri
Termodinamik referans verilerini kullanarak 298,15 K'de reaksiyondaki entropi değişimini hesaplayın:4NH 3(d) + 5O 2(g) \u003d 4NO (g) + 6H20 (g).
S o'nun işaretini ve büyüklüğünü açıklayın.
Çözüm. Başlangıç malzemelerinin ve reaksiyon ürünlerinin standart entropilerinin değerleri aşağıda verilmiştir:
S o k.r., 298 = 4S o 298 (HAYIR(g)) + 6S yaklaşık 298 (H20 (l)) -4S yaklaşık 298 (NH3 (g)) -5S o 298 (O2 (g)) \u003d 4 × 210,64 + 6 × 69,95 - 4 × 192,66 - 5 × 205,04 = - 533,58 J/K
Bu reaksiyonda V 0 (n r = - 5) ve dolayısıyla Bu yüzden x.r., 298
. Referans termodinamik verileri kullanarak NH 4 NO oluşumunun standart entropisini hesaplayın 3(k). NH 4 NO'nun standart oluşum entropisi farklı mıdır? Bu bileşiğin standart entropisinin 3(k)'si nedir?Çözüm. Standart oluşum entropisi NH 4 NO 3 süreçteki entropi değişimine karşılık gelir:
N (d) + 2H 2(d) + 3/2O 2(g) = NH4NO 3(k); S o f,298 (NH 4 NO 3 (k)) \u003d?
Başlangıç malzemelerinin ve reaksiyon ürünlerinin standart entropilerinin değerleri aşağıda verilmiştir:
S o ch.r.,298 = S yaklaşık f,298 (NH4NO 3(k)) = S yaklaşık 298 (NH4NO 3(k)) - S yaklaşık 298 (N2(g)) -2S yaklaşık 298 (H 2(d)) – 3/2S yaklaşık 298 (O 2(g)) \u003d 151,04–191,50 - 2 × 130,52–3 / 2 × 205,04 \u003d - 609,06 J / (mol K).
NH4NO3(k)'nin standart oluşum entropisi, şuna eşittir: - 609,06 J / (mol K), amonyum nitrat S o'nun standart entropisinden farklıdır 298 (NH 4 HAYIR 3(k)) = +151,04 J/(mol K) hem büyüklük hem de işaret olarak. S o 298 maddelerinin standart entropilerinin hatırlanması gerekir. değerler her zaman sıfırdan büyüktür S 0 f.298 kural olarak işaret değiştiriyorlar.
Bir reaksiyonun Gibbs enerjisindeki değişim2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2 H 2 O (g)
G'ye eşittir yaklaşık 298 = -474,46 kJ. Termodinamik hesaplamalar yapmadan, bu reaksiyonun 298 K'de hangi faktöre (entalpi veya entropi) göre ilerlediğini ve sıcaklık artışının bu reaksiyonun seyrini nasıl etkileyeceğini belirleyin.
Çözüm. Söz konusu reaksiyonun seyrine hacimde önemli bir azalma eşlik ettiğinden (başlangıç maddelerinin 67,2 l'sinden (n.o.) 36 ml sıvı su oluşur), S reaksiyonunun entropisindeki değişiklik Ö<0. Поскольку G yaklaşık 298 reaksiyon sıfırdan küçükse, yalnızca entalpi faktörü nedeniyle 298 K sıcaklıkta ilerleyebilir. Sıcaklıktaki bir artış suyun denge verimini azaltır, çünkü T S hakkında<0.
Referans termodinamik verileri kullanarak reaksiyonun 298,15 K'de kendiliğinden ilerleyip ilerlemeyeceğini belirleyin:4'ten itibaren H10 (g) \u003d 2C2H4 (g) + H2 (g).
G o ch.r.,298 = 2G o f,298 (C 2 H 4 (g)) + G o f,298 (H 2 (g) ) - G yaklaşık f,298 (C 4 H 10 (g)) \u003d 2 × 68,14 + 17,19 = 153,47 kJ.
G o ch.r.,298 > 0, dolayısıyla T = 298,15 K'de reaksiyon kendiliğinden ilerlemeyecektir.
S o k.r., 298 = 2S o 298 (C 2 H 4 (g)) + S o 298 (H 2 (g)) - S yaklaşık 298 (C 4 H 10 (g)) ) \u003d 2 × 219, 45 + 130,52 - 310,12 = +259,30 J/K.
Çünkü S o x.r.,298 > 0, ardından T> H o /S sıcaklığında o değer G o ch.r.,298 negatif olur ve süreç kendiliğinden ilerleyebilir.
G'deki f,298 hakkındaki referans verilerini kullanma ve S yaklaşık 298, H'yi belirleyin o 298 reaksiyon N 2 O (d) + 3H 2(g) = N2H 4(d) + H20 (Ve) .Çözüm. Standart Gibbs enerjilerinin değerleri ile başlangıç malzemelerinin ve reaksiyon ürünlerinin entropileri aşağıda verilmiştir:
G o ch.r.,298 = G f,298 (N 2 H 4 (g)) + G f,298 (H 2 O (l)) - G f,298 (N 2 O (g)) - 3 G yaklaşık f,298 (H2 (d)) = 159,10 + (–237,23) – 104,12 – 0 = –182,25 kJ.
S o ch.r.,298 = S o 298 (N 2 H 4 (g)) + S o 298 (H 2 O (l)) - S o 298 (N 2 O (g)) - 3S o 298 (H 2 (d)) = 238,50 + 69,95 - 219,83 -3 × 130,52 = -302,94 J/K.
G yaklaşık 298 = H o 298 - TS yaklaşık 298 . Bu denklemde H o 298 ve T S o 298 değerlerini değiştirerek şunu elde ederiz:
H o 298 \u003d -182,25 × 10 3 + 298 (–302,94) = –272526,12 J = –272,53 kJ.
Şunu vurgulamak gerekir ki S yaklaşık 298 J / (mol × K) cinsinden ifade edilir, ardından hesaplamalar yapılırken G 0 298 ayrıca J cinsinden veya değer olarak ifade edilmelidir S 0 298 kJ/(mol) cinsinden mevcut K).
Bağımsız çözüm için görevler
11.1.S of,298 NaHCO 3(k).
11.2.Gibbs enerjisindeki değişim, NO2 oluşumunun standart Gibbs enerjisine (g) karşılık gelen bir süreç seçin.:
a) HAYIR ( d) + 1/2O 2(g) = HAYIR 2(d); D
V > 0 (Dn r = 7),dolayısıyla D S o ch.r.,298 > 0, bu hesaplamayla doğrulanır.
11.4. Referans verilerini kullanarak reaksiyonun 298,15 K'de meydana gelme olasılığını belirleyin:
NiO (k) + C (grafit) = Ni(k) + CO (G) .
Eğer reaksiyon 298,15 K'de kendiliğinden ilerlemiyorsa, daha yüksek sıcaklıklarda meydana gelme olasılığını değerlendirin.
11.5.D oluşumunun standart Gibbs enerjisini hesaplayın G f,298 C 2 H 5 OH (g) f,298 ile ilgili DH ve 298 ile ilgili S değerlerine ilişkin referans verilerinin kullanılması.
11.6.Referans verilerini kullanarak eğitimin standart entropisini belirleyin Böylece iki süreç kendiliğinden gerçekleşir.
D G değerinden beri o 1 negatif daha,
bu durumda magnezyum indirgeme işlemi 298 K'de daha verimli şekilde ilerleyecektir.
11.8.S o değerlerine ilişkin referans verilerinin kullanılması 298, sürecin 298 K'sinde izole bir sistemde kendiliğinden akış olasılığını belirleyin:
KClO 3 (c) \u003d KCl (c) + 3 / 2O2 (c).
11.9.Referans verilerini kullanarak, 298 K'de süreçteki entropi değişimini hesaplayın: 11.10.Referans verilerine dayanarak, WO3 (k)'nin hidrojenle indirgenme sıcaklığını tahmin edin: © Rusya Kimya Teknik Üniversitesi Doğa Bilimleri Fakültesi adını almıştır. DI. Mendeleev. 2013
H2 (g) + 1 / 2O2 (g) \u003d H20 (g).
WO3 (c) + 3H2 (g) \u003d W (c) + 3H20 (g).
Yükleniyor...
