Θερμοδυναμική και κινητική χημικών αντιδράσεων. V.A. Demidov, δάσκαλος χημείας στο γυμνάσιο Sinegorsk (χωριό Sinegorye, περιοχή Nagorsky, περιοχή Kirov) Βασικές αρχές της χημικής θερμοδυναμικής και κινητικής

1. Ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων. Ορισμός της έννοιας. Παράγοντες που επηρεάζουν τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης: συγκέντρωση αντιδραστηρίου, πίεση, θερμοκρασία, παρουσία καταλύτη. Ο νόμος της δράσης μάζας (LMA) ως ο βασικός νόμος της χημικής κινητικής. Σταθερά ρυθμού, η φυσική του σημασία. Η επίδραση της φύσης των αντιδρώντων, της θερμοκρασίας και της παρουσίας ενός καταλύτη στη σταθερά του ρυθμού αντίδρασης.

Ο ρυθμός μιας ομοιογενούς αντίδρασης είναι μια τιμή αριθμητικά ίση με τη μεταβολή της μοριακής συγκέντρωσης οποιουδήποτε συμμετέχοντος στην αντίδραση ανά μονάδα χρόνου.

Η μέση ταχύτητα αντίδρασης κατά μέσο όρο στο χρονικό διάστημα από t 1 έως t 2 προσδιορίζεται από τη σχέση:

Οι κύριοι παράγοντες που επηρεάζουν τον ρυθμό μιας ομοιογενούς χημικής αντίδρασης:

• - τη φύση των αντιδρώντων ουσιών.
• - μοριακές συγκεντρώσεις αντιδραστηρίων.
• - πίεση (εάν εμπλέκονται αέρια στην αντίδραση).
• - θερμοκρασία
• - παρουσία καταλύτη.

Ο ρυθμός μιας ετερογενούς αντίδρασης είναι μια τιμή αριθμητικά ίση με τη μεταβολή της χημικής ποσότητας οποιουδήποτε συμμετέχοντος στην αντίδραση ανά μονάδα χρόνου ανά μονάδα επιφάνειας διεπαφής: .

Σύμφωνα με τα στάδια, οι χημικές αντιδράσεις χωρίζονται σε απλές (στοιχειώδεις) και σύνθετες. Οι περισσότερες χημικές αντιδράσεις είναι πολύπλοκες διεργασίες που συμβαίνουν σε διάφορα στάδια, δηλ. που αποτελείται από πολλές στοιχειώδεις διαδικασίες.

Για τις στοιχειώδεις αντιδράσεις, ισχύει ο νόμος της δράσης μάζας: ο ρυθμός μιας στοιχειώδους χημικής αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων σε ισχύ ίσες με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές στην εξίσωση αντίδρασης.

Για τη στοιχειώδη αντίδραση aA + bB > ... ο ρυθμός αντίδρασης, σύμφωνα με το νόμο της δράσης μάζας, εκφράζεται με τη σχέση:

όπου c(A) και c(B) είναι οι μοριακές συγκεντρώσεις των αντιδρώντων Α και Β. α και β είναι οι αντίστοιχοι στοιχειομετρικοί συντελεστές. k είναι η σταθερά ταχύτητας αυτής της αντίδρασης.

Για τις ετερογενείς αντιδράσεις, η εξίσωση του νόμου της δράσης της μάζας δεν περιλαμβάνει τις συγκεντρώσεις όλων των αντιδρώντων, αλλά μόνο τα αέρια ή διαλυμένα. Έτσι, για την αντίδραση καύσης άνθρακα:

C (k) + O 2 (g) > CO 2 (g)

Η εξίσωση ταχύτητας έχει τη μορφή: .

Η φυσική σημασία της σταθεράς ταχύτητας είναι ότι είναι αριθμητικά ίση με την ταχύτητα μιας χημικής αντίδρασης σε συγκεντρώσεις αντιδρώντων ίσες με 1 mol/dm 3 .

Η τιμή της σταθεράς ταχύτητας για μια ομοιογενή αντίδραση εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων, τη θερμοκρασία και τον καταλύτη.

2. Η επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης. Συντελεστής θερμοκρασίας της ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης. Ενεργά μόρια. Καμπύλη κατανομής μορίων ανάλογα με την κινητική τους ενέργεια. Ενέργεια ενεργοποίησης. Η αναλογία ενέργειας ενεργοποίησης και ενέργειας χημικού δεσμού στα αρχικά μόρια. Κατάσταση μετάβασης ή ενεργοποιημένο σύμπλεγμα. Ενέργεια ενεργοποίησης και θερμική επίδραση της αντίδρασης (ενεργειακό διάγραμμα). Εξάρτηση του συντελεστή θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης από την ενέργεια ενεργοποίησης.

Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης συνήθως αυξάνεται. Η τιμή που δείχνει πόσες φορές αυξάνεται ο ρυθμός της αντίδρασης με αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 βαθμούς (ή, που είναι το ίδιο, κατά 10 K) ονομάζεται συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης (g):

πού είναι οι ρυθμοί αντίδρασης στις θερμοκρασίες Τ 2 και Τ 1, αντίστοιχα; r είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης.

Η εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία καθορίζεται κατά προσέγγιση από τον εμπειρικό κανόνα του Van't Hoff: με κάθε αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 βαθμούς, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης αυξάνεται κατά 2 - 4 φορές.

Μια πιο ακριβής περιγραφή της εξάρτησης του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία είναι δυνατή στο πλαίσιο της θεωρίας ενεργοποίησης Arrhenius. Σύμφωνα με αυτή τη θεωρία, μια χημική αντίδραση μπορεί να συμβεί όταν συγκρούονται μόνο ενεργά σωματίδια. Ενεργά σωματίδια είναι εκείνα που έχουν ένα ορισμένο ενεργειακό χαρακτηριστικό μιας δεδομένης αντίδρασης που είναι απαραίτητο για να ξεπεραστούν οι απωστικές δυνάμεις που προκύπτουν μεταξύ των ηλεκτρονίων των σωματιδίων που αντιδρούν. Η αναλογία των ενεργών σωματιδίων αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας.

Ένα ενεργοποιημένο σύμπλοκο είναι μια ενδιάμεση ασταθής ομάδα που σχηματίζεται κατά τη σύγκρουση ενεργών σωματιδίων και βρίσκεται σε κατάσταση ανακατανομής δεσμών. Όταν το ενεργοποιημένο σύμπλοκο αποσυντίθεται, σχηματίζονται προϊόντα αντίδρασης.

Η ενέργεια ενεργοποίησης Ε a είναι ίση με τη διαφορά μεταξύ της μέσης ενέργειας των σωματιδίων που αντιδρούν και της ενέργειας του ενεργοποιημένου συμπλόκου.

Για τις περισσότερες χημικές αντιδράσεις, η ενέργεια ενεργοποίησης είναι μικρότερη από την ενέργεια διάστασης των πιο αδύναμων δεσμών στα μόρια των ουσιών που αντιδρούν.

Στη θεωρία ενεργοποίησης, η επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης περιγράφεται από την εξίσωση Arrhenius για τη σταθερά ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης:

όπου το Α είναι ένας σταθερός παράγοντας ανεξάρτητος από τη θερμοκρασία, που καθορίζεται από τη φύση των αντιδρώντων ουσιών. Το e είναι η βάση του φυσικού λογάριθμου. E a - ενέργεια ενεργοποίησης. R είναι η μοριακή σταθερά του αερίου.

Όπως προκύπτει από την εξίσωση Arrhenius, όσο χαμηλότερη είναι η ενέργεια ενεργοποίησης, τόσο μεγαλύτερη είναι η σταθερά του ρυθμού αντίδρασης. Ακόμη και μια ελαφρά μείωση της ενέργειας ενεργοποίησης (για παράδειγμα, κατά την προσθήκη ενός καταλύτη) οδηγεί σε αισθητή αύξηση του ρυθμού αντίδρασης.

Σύμφωνα με την εξίσωση Arrhenius, μια αύξηση της θερμοκρασίας οδηγεί σε αύξηση της σταθεράς ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης. Όσο μικρότερη είναι η τιμή του Ea, τόσο πιο αισθητή είναι η επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό αντίδρασης και, επομένως, τόσο μεγαλύτερος είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης.

3. Η επίδραση ενός καταλύτη στον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης. Ομοιογενής και ετερογενής κατάλυση. Στοιχεία της θεωρίας της ομογενούς κατάλυσης. Θεωρία ενδιάμεσων ενώσεων. Στοιχεία της θεωρίας της ετερογενούς κατάλυσης. Τα ενεργά κέντρα και ο ρόλος τους στην ετερογενή κατάλυση. Η έννοια της προσρόφησης. Η επίδραση ενός καταλύτη στην ενέργεια ενεργοποίησης μιας χημικής αντίδρασης. Κατάλυση στη φύση, τη βιομηχανία, την τεχνολογία. Βιοχημική κατάλυση. Ένζυμα.

Κατάλυση είναι η μεταβολή του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης υπό την επίδραση ουσιών, η ποσότητα και η φύση των οποίων μετά την ολοκλήρωση της αντίδρασης παραμένουν ίδια όπως πριν από την αντίδραση.

Ο καταλύτης είναι μια ουσία που αλλάζει τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης αλλά παραμένει χημικά αμετάβλητη.

Ένας θετικός καταλύτης επιταχύνει την αντίδραση. ένας αρνητικός καταλύτης, ή αναστολέας, επιβραδύνει την αντίδραση.

Στις περισσότερες περιπτώσεις, η επίδραση ενός καταλύτη εξηγείται από το γεγονός ότι μειώνει την ενέργεια ενεργοποίησης μιας αντίδρασης. Κάθε μία από τις ενδιάμεσες διεργασίες που περιλαμβάνουν έναν καταλύτη λαμβάνει χώρα με χαμηλότερη ενέργεια ενεργοποίησης από μια μη καταλυόμενη αντίδραση.

Στην ομογενή κατάλυση, ο καταλύτης και τα αντιδρώντα σχηματίζουν μία φάση (διάλυμα). Στην ετερογενή κατάλυση, ο καταλύτης (συνήθως στερεό) και τα αντιδρώντα βρίσκονται σε διαφορετικές φάσεις.

Κατά τη διάρκεια της ομοιογενούς κατάλυσης, ο καταλύτης σχηματίζει μια ενδιάμεση ένωση με ένα αντιδραστήριο, το οποίο αντιδρά με ένα δεύτερο αντιδραστήριο σε υψηλή ταχύτητα ή αποσυντίθεται γρήγορα για να απελευθερώσει ένα προϊόν αντίδρασης.

Παράδειγμα ομοιογενούς κατάλυσης: οξείδωση οξειδίου του θείου (IV) σε οξείδιο του θείου (VI) με οξυγόνο χρησιμοποιώντας τη μέθοδο του νιτρώδους για την παραγωγή θειικού οξέος (εδώ ο καταλύτης είναι το οξείδιο του αζώτου (II), το οποίο αντιδρά εύκολα με το οξυγόνο).

Στην ετερογενή κατάλυση, η αντίδραση λαμβάνει χώρα στην επιφάνεια του καταλύτη. Τα αρχικά στάδια είναι η διάχυση των σωματιδίων του αντιδραστηρίου στον καταλύτη και η προσρόφησή τους (δηλαδή η απορρόφηση) από την επιφάνεια του καταλύτη. Τα μόρια των αντιδραστηρίων αλληλεπιδρούν με άτομα ή ομάδες ατόμων που βρίσκονται στην επιφάνεια του καταλύτη, σχηματίζοντας ενδιάμεσες επιφανειακές ενώσεις. Η ανακατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων που συμβαίνει σε τέτοιες ενδιάμεσες ενώσεις οδηγεί στο σχηματισμό νέων ουσιών που εκροφούνται, δηλαδή απομακρύνονται από την επιφάνεια.

Η διαδικασία σχηματισμού ενώσεων ενδιάμεσης επιφάνειας συμβαίνει στα ενεργά κέντρα του καταλύτη.

Ένα παράδειγμα ετερογενούς κατάλυσης είναι η αύξηση του ρυθμού οξείδωσης του οξειδίου του θείου (IV) σε οξείδιο του θείου (VI) με οξυγόνο παρουσία οξειδίου του βαναδίου (V).

Παραδείγματα καταλυτικών διεργασιών στη βιομηχανία και την τεχνολογία: σύνθεση αμμωνίας, σύνθεση νιτρικού και θειικού οξέος, πυρόλυση και αναμόρφωση λαδιού, μετακαύση προϊόντων ατελούς καύσης βενζίνης σε αυτοκίνητα κ.λπ.

Τα παραδείγματα καταλυτικών διεργασιών στη φύση είναι πολυάριθμα, αφού οι περισσότερες βιοχημικές αντιδράσεις που συμβαίνουν σε ζωντανούς οργανισμούς ταξινομούνται ως καταλυτικές αντιδράσεις. Οι καταλύτες για τέτοιες αντιδράσεις είναι πρωτεϊνικές ουσίες που ονομάζονται ένζυμα. Υπάρχουν περίπου 30.000 ένζυμα στο ανθρώπινο σώμα, καθένα από τα οποία καταλύει μόνο έναν τύπο διεργασίας (για παράδειγμα, η πτυαλίνη του σάλιου καταλύει μόνο τη μετατροπή του αμύλου σε γλυκόζη).

4. Χημική ισορροπία. Αναστρέψιμες και μη αναστρέψιμες χημικές αντιδράσεις. Κατάσταση χημικής ισορροπίας. Σταθερά χημικής ισορροπίας. Παράγοντες που καθορίζουν την τιμή της σταθεράς ισορροπίας: η φύση των αντιδρώντων και η θερμοκρασία. Μετατόπιση στη χημική ισορροπία. Η επίδραση των μεταβολών στη συγκέντρωση, την πίεση και τη θερμοκρασία στη θέση της χημικής ισορροπίας.

Οι χημικές αντιδράσεις, ως αποτέλεσμα των οποίων οι αρχικές ουσίες μετατρέπονται πλήρως σε προϊόντα αντίδρασης, ονομάζονται μη αναστρέψιμες. Οι αντιδράσεις που συμβαίνουν ταυτόχρονα σε δύο αντίθετες κατευθύνσεις (εμπρός και αντίστροφη) ονομάζονται αναστρέψιμες.

Στις αναστρέψιμες αντιδράσεις, η κατάσταση του συστήματος στο οποίο οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων είναι ίσοι () ονομάζεται κατάσταση χημικής ισορροπίας. Η χημική ισορροπία είναι δυναμική, δηλαδή η εγκαθίδρυσή της δεν σημαίνει διακοπή της αντίδρασης. Γενικά, για οποιαδήποτε αναστρέψιμη αντίδραση aA + bB - dD + eE, ανεξάρτητα από τον μηχανισμό της, ισχύει η ακόλουθη σχέση:

Σε καθιερωμένη ισορροπία, το γινόμενο των συγκεντρώσεων των προϊόντων της αντίδρασης διαιρούμενο με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αρχικών ουσιών για μια δεδομένη αντίδραση σε μια δεδομένη θερμοκρασία είναι μια σταθερή τιμή που ονομάζεται σταθερά ισορροπίας (K).

Η τιμή της σταθεράς ισορροπίας εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων και τη θερμοκρασία, αλλά δεν εξαρτάται από τις συγκεντρώσεις των συστατικών του μείγματος ισορροπίας.

Μια αλλαγή στις συνθήκες (θερμοκρασία, πίεση, συγκέντρωση) υπό τις οποίες το σύστημα βρίσκεται σε κατάσταση χημικής ισορροπίας () προκαλεί ανισορροπία. Ως αποτέλεσμα άνισων αλλαγών στους ρυθμούς των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων (), με την πάροδο του χρόνου, δημιουργείται μια νέα χημική ισορροπία () στο σύστημα, που αντιστοιχεί σε νέες συνθήκες. Η μετάβαση από μια κατάσταση ισορροπίας σε μια άλλη ονομάζεται μετατόπιση ή μετατόπιση της θέσης ισορροπίας.

Εάν, κατά τη μετάβαση από τη μια κατάσταση ισορροπίας στην άλλη, οι συγκεντρώσεις των ουσιών που είναι γραμμένες στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης της αντίδρασης αυξηθούν, η ισορροπία λέγεται ότι μετατοπίζεται προς τα δεξιά. Εάν, κατά τη μετάβαση από τη μια κατάσταση ισορροπίας στην άλλη, οι συγκεντρώσεις των ουσιών που γράφονται στην αριστερή πλευρά της εξίσωσης της αντίδρασης αυξηθούν, η ισορροπία λέγεται ότι μετατοπίζεται προς τα αριστερά.

Η κατεύθυνση της αλλαγής της χημικής ισορροπίας ως αποτέλεσμα των αλλαγών στις εξωτερικές συνθήκες καθορίζεται από την αρχή του Le Chatelier: Εάν ασκηθεί εξωτερική επίδραση σε ένα σύστημα σε κατάσταση χημικής ισορροπίας (αλλαγή θερμοκρασίας, πίεσης ή συγκεντρώσεων ουσιών), τότε θα ευνοήσει την εμφάνιση όποιας από τις δύο αντίθετες διεργασίες συμβεί.αποδυναμώνει αυτό το αποτέλεσμα.

Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier:

Μια αύξηση στη συγκέντρωση του συστατικού που γράφεται στην αριστερή πλευρά της εξίσωσης οδηγεί σε μια μετατόπιση της ισορροπίας προς τα δεξιά. μια αύξηση στη συγκέντρωση του συστατικού που γράφεται στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης οδηγεί σε μετατόπιση της ισορροπίας προς τα αριστερά.

Όταν η θερμοκρασία αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την ενδόθερμη αντίδραση και όταν η θερμοκρασία μειώνεται, προς την εξώθερμη αντίδραση.

• - Καθώς αυξάνεται η πίεση, η ισορροπία μετατοπίζεται προς μια αντίδραση που μειώνει τον αριθμό των μορίων αερίων ουσιών στο σύστημα και καθώς μειώνεται η πίεση, προς μια αντίδραση που αυξάνει τον αριθμό των μορίων των αερίων ουσιών.
• 5. Φωτοχημικές και αλυσιδωτές αντιδράσεις. Χαρακτηριστικά της πορείας των φωτοχημικών αντιδράσεων. Φωτοχημικές αντιδράσεις και ζωντανή φύση. Μη διακλαδισμένες και διακλαδισμένες χημικές αντιδράσεις (χρησιμοποιώντας το παράδειγμα των αντιδράσεων σχηματισμού υδροχλωρίου και νερού από απλές ουσίες). Προϋποθέσεις για την έναρξη και τον τερματισμό των αλυσίδων.

Οι φωτοχημικές αντιδράσεις είναι αντιδράσεις που συμβαίνουν υπό την επίδραση του φωτός. Μια φωτοχημική αντίδραση συμβαίνει εάν το αντιδραστήριο απορροφά κβάντα ακτινοβολίας που χαρακτηρίζονται από μια ενέργεια αρκετά συγκεκριμένη για μια δεδομένη αντίδραση.

Στην περίπτωση κάποιων φωτοχημικών αντιδράσεων, απορροφώντας ενέργεια, τα μόρια του αντιδραστηρίου περνούν σε διεγερμένη κατάσταση, δηλ. γίνετε ενεργοί.

Σε άλλες περιπτώσεις, μια φωτοχημική αντίδραση συμβαίνει εάν απορροφηθούν κβάντα τόσο υψηλής ενέργειας που οι χημικοί δεσμοί σπάσουν και τα μόρια διασπαστούν σε άτομα ή ομάδες ατόμων.

Όσο μεγαλύτερη είναι η ένταση της ακτινοβολίας, τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα της φωτοχημικής αντίδρασης.

Ένα παράδειγμα φωτοχημικής αντίδρασης στη ζωντανή φύση είναι η φωτοσύνθεση, δηλ. σχηματισμός οργανικών κυτταρικών ουσιών λόγω της φωτεινής ενέργειας. Στους περισσότερους οργανισμούς, η φωτοσύνθεση λαμβάνει χώρα με τη συμμετοχή της χλωροφύλλης. Στην περίπτωση των ανώτερων φυτών, η φωτοσύνθεση συνοψίζεται από την εξίσωση:

CO 2 + H 2 O οργανική ύλη + O 2

Η λειτουργία των διεργασιών της όρασης βασίζεται επίσης σε φωτοχημικές διεργασίες.

Μια αλυσιδωτή αντίδραση είναι μια αντίδραση που είναι μια αλυσίδα στοιχειωδών πράξεων αλληλεπίδρασης και η πιθανότητα κάθε πράξης αλληλεπίδρασης εξαρτάται από την επιτυχία της προηγούμενης πράξης.

Τα στάδια μιας αλυσιδωτής αντίδρασης είναι η έναρξη της αλυσίδας, η ανάπτυξη αλυσίδας και ο τερματισμός της αλυσίδας.

Η έναρξη μιας αλυσίδας συμβαίνει όταν, λόγω μιας εξωτερικής πηγής ενέργειας (κβάντα ηλεκτρομαγνητικής ακτινοβολίας, θέρμανση, ηλεκτρική εκκένωση), σχηματίζονται ενεργά σωματίδια με ασύζευκτα ηλεκτρόνια (άτομα, ελεύθερες ρίζες).

Κατά την ανάπτυξη της αλυσίδας, οι ρίζες αλληλεπιδρούν με τα αρχικά μόρια και νέες ρίζες σχηματίζονται σε κάθε πράξη αλληλεπίδρασης.

Ο τερματισμός της αλυσίδας συμβαίνει όταν δύο ρίζες συγκρούονται και μεταφέρουν την ενέργεια που απελευθερώνεται στη διαδικασία σε ένα τρίτο σώμα (ένα μόριο ανθεκτικό στη διάσπαση ή το τοίχωμα ενός αγγείου). Η αλυσίδα μπορεί επίσης να τερματιστεί εάν σχηματιστεί μια ρίζα χαμηλής ενεργότητας.

Υπάρχουν δύο τύποι αλυσιδωτών αντιδράσεων - μη διακλαδισμένες και διακλαδισμένες.

Σε μη διακλαδισμένες αντιδράσεις στο στάδιο της ανάπτυξης της αλυσίδας, μια νέα ρίζα σχηματίζεται από κάθε ρίζα που αντιδρά.

Στις διακλαδισμένες αντιδράσεις, στο στάδιο της αλυσιδωτής ανάπτυξης, σχηματίζονται 2 ή περισσότερες νέες ρίζες από μία ρίζα που αντιδρά.

6. Παράγοντες που καθορίζουν την κατεύθυνση μιας χημικής αντίδρασης. Στοιχεία χημικής θερμοδυναμικής. Έννοιες: φάση, σύστημα, περιβάλλον, μακρο- και μικροκαταστάσεις. Βασικά θερμοδυναμικά χαρακτηριστικά. Εσωτερική ενέργεια του συστήματος και μεταβολή της κατά τους χημικούς μετασχηματισμούς. Ενθαλπία. Η σχέση μεταξύ ενθαλπίας και εσωτερικής ενέργειας ενός συστήματος. Τυπική ενθαλπία μιας ουσίας. Αλλαγές στην ενθαλπία στα συστήματα κατά τη διάρκεια χημικών μετασχηματισμών. Θερμική επίδραση (ενθαλπία) μιας χημικής αντίδρασης. Εξω- και ενδόθερμες διεργασίες. Θερμοχημεία. Ο νόμος του Hess. Θερμοχημικοί υπολογισμοί.

Θερμοδυναμικήμελετά τα πρότυπα ανταλλαγής ενέργειας μεταξύ του συστήματος και του εξωτερικού περιβάλλοντος, τη δυνατότητα, την κατεύθυνση και τα όρια της αυθόρμητης εμφάνισης χημικών διεργασιών.

Ένα θερμοδυναμικό σύστημα (ή απλά ένα σύστημα) είναι ένα σώμα ή μια ομάδα σωμάτων που αλληλεπιδρούν, διανοητικά απομονωμένα στο διάστημα. Ο υπόλοιπος χώρος έξω από το σύστημα ονομάζεται περιβάλλον (ή απλά περιβάλλον). Το σύστημα χωρίζεται από το περιβάλλον με μια πραγματική ή φανταστική επιφάνεια.

Ένα ομοιογενές σύστημα αποτελείται από μία φάση, ένα ετερογενές σύστημα αποτελείται από δύο ή περισσότερες φάσεις.

Μια φάση είναι ένα μέρος ενός συστήματος που είναι ομοιογενές σε όλα του τα σημεία σε χημική σύνθεση και ιδιότητες και διαχωρίζεται από άλλα μέρη του συστήματος με μια διεπαφή.

Η κατάσταση ενός συστήματος χαρακτηρίζεται από το σύνολο των φυσικών και χημικών ιδιοτήτων του. Η μακροκατάσταση προσδιορίζεται από τις μέσες παραμέτρους ολόκληρου του συνόλου των σωματιδίων στο σύστημα και η μικροκατάσταση από τις παραμέτρους κάθε μεμονωμένου σωματιδίου.

Οι ανεξάρτητες μεταβλητές που καθορίζουν τη μακροκατάσταση του συστήματος ονομάζονται θερμοδυναμικές μεταβλητές ή παράμετροι κατάστασης. Ως παράμετροι κατάστασης επιλέγονται συνήθως η θερμοκρασία T, η πίεση p, ο όγκος V, η χημική ποσότητα n, η συγκέντρωση c κ.λπ.

Ένα φυσικό μέγεθος, η τιμή του οποίου εξαρτάται μόνο από τις παραμέτρους της κατάστασης και δεν εξαρτάται από τη διαδρομή μετάβασης σε μια δεδομένη κατάσταση, ονομάζεται συνάρτηση κατάστασης. Οι λειτουργίες του κράτους είναι ειδικότερα:

U - εσωτερική ενέργεια.

H - ενθαλπία;

S - εντροπία;

G - Ενέργεια Gibbs (ελεύθερη ενέργεια ή ισοβαρικό-ισόθερμο δυναμικό).

Η εσωτερική ενέργεια ενός συστήματος U είναι η συνολική του ενέργεια, που αποτελείται από την κινητική και δυναμική ενέργεια όλων των σωματιδίων του συστήματος (μόρια, άτομα, πυρήνες, ηλεκτρόνια) χωρίς να λαμβάνεται υπόψη η κινητική και δυναμική ενέργεια του συστήματος στο σύνολό του. Δεδομένου ότι η πλήρης καταγραφή όλων αυτών των στοιχείων είναι αδύνατη, όταν μελετάμε ένα σύστημα θερμοδυναμικά, λαμβάνουμε υπόψη τη μεταβολή της εσωτερικής του ενέργειας κατά τη μετάβαση από τη μια κατάσταση (U 1) στην άλλη (U 2):

U 1 U 2 U = U 2 - U1

Η μεταβολή της εσωτερικής ενέργειας του συστήματος μπορεί να προσδιοριστεί πειραματικά.

Το σύστημα μπορεί να ανταλλάξει ενέργεια (θερμότητα Q) με το περιβάλλον και να κάνει το έργο Α ή, αντίθετα, μπορεί να γίνει εργασία στο σύστημα. Σύμφωνα με τον πρώτο θερμοδυναμικό νόμο, ο οποίος είναι συνέπεια του νόμου της διατήρησης της ενέργειας, η θερμότητα που λαμβάνει το σύστημα μπορεί να χρησιμοποιηθεί μόνο για την αύξηση της εσωτερικής ενέργειας του συστήματος και για την εκτέλεση εργασιών από το σύστημα:

Q = U+A

Στο μέλλον, θα εξετάσουμε τις ιδιότητες τέτοιων συστημάτων που δεν επηρεάζονται από άλλες δυνάμεις εκτός από τις εξωτερικές δυνάμεις πίεσης.

Εάν μια διεργασία συμβαίνει σε ένα σύστημα με σταθερό όγκο (δηλαδή, δεν υπάρχει εργασία ενάντια στις εξωτερικές δυνάμεις πίεσης), τότε A = 0. Τότε το θερμικό αποτέλεσμα μιας διεργασίας που συμβαίνει σε σταθερό όγκο, Q v, είναι ίσο με τη μεταβολή στην εσωτερική ενέργεια του συστήματος:

Οι περισσότερες χημικές αντιδράσεις που συναντώνται στην καθημερινή ζωή συμβαίνουν σε σταθερή πίεση (ισοβαρικές διεργασίες). Εάν στο σύστημα δεν ασκούνται άλλες δυνάμεις εκτός από σταθερή εξωτερική πίεση, τότε:

A = p(V2 - V 1 ) = pV

Επομένως, στην περίπτωσή μας (p = const):

Qp=U + pV

Q р = U 2 - U 1 + p(V 2 - V 1 ), που

Q p = (U 2 +pV 2 ) - (U 1 +pV 1 ).

Η συνάρτηση U + pV ονομάζεται ενθαλπία. συμβολίζεται με το γράμμα Ν. Η ενθαλπία είναι συνάρτηση κατάστασης και έχει διάσταση ενέργειας (J).

Qp=Η 2 - H 1 = H,

δηλ. η θερμική επίδραση μιας αντίδρασης σε σταθερή πίεση και θερμοκρασία Τ είναι ίση με τη μεταβολή της ενθαλπίας του συστήματος κατά τη διάρκεια της αντίδρασης. Εξαρτάται από τη φύση των αντιδραστηρίων και των προϊόντων, τη φυσική τους κατάσταση, τις συνθήκες (T, p) για την αντίδραση, καθώς και από την ποσότητα των ουσιών που συμμετέχουν στην αντίδραση.

Η ενθαλπία μιας αντίδρασης είναι η μεταβολή της ενθαλπίας ενός συστήματος στο οποίο τα αντιδρώντα αντιδρούν σε ποσότητες ίσες με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές στην εξίσωση της αντίδρασης.

Η ενθαλπία μιας αντίδρασης ονομάζεται τυπική εάν τα αντιδρώντα και τα προϊόντα της αντίδρασης βρίσκονται σε πρότυπες καταστάσεις.

Η τυπική κατάσταση μιας ουσίας είναι η αθροιστική κατάσταση ή η κρυσταλλική μορφή μιας ουσίας στην οποία είναι θερμοδυναμικά πιο σταθερή υπό τυπικές συνθήκες (T = 25 o C ή 298 K, p = 101,325 kPa).

Η τυπική κατάσταση μιας ουσίας που υπάρχει στους 298 K σε στερεά μορφή θεωρείται ότι είναι ο καθαρός κρύσταλλός της υπό πίεση 101.325 kPa. σε υγρή μορφή - καθαρό υγρό υπό πίεση 101.325 kPa. σε αέρια μορφή - αέριο με δική του πίεση 101.325 kPa.

Για μια διαλυμένη ουσία, η πρότυπη κατάσταση θεωρείται ότι είναι η κατάστασή της σε διάλυμα σε μοριακό βαθμό 1 mol/kg, και θεωρείται ότι το διάλυμα έχει τις ιδιότητες ενός απείρως αραιού διαλύματος.

Η τυπική ενθαλπία της αντίδρασης σχηματισμού 1 mol μιας δεδομένης ουσίας από απλές ουσίες στις πρότυπες καταστάσεις τους ονομάζεται τυπική ενθαλπία σχηματισμού αυτής της ουσίας.

Παράδειγμα καταχώρισης: (CO 2) = - 393,5 kJ/mol.

Η τυπική ενθαλπία σχηματισμού μιας απλής ουσίας στην πιο σταθερή (δεδομένη p και T) κατάσταση συσσωμάτωσης θεωρείται ότι είναι 0. Εάν ένα στοιχείο σχηματίζει πολλές αλλοτροπικές τροποποιήσεις, τότε μόνο η πιο σταθερή (δεδομένη p και T) τροποποίηση έχει μηδενική τυπική ενθαλπία σχηματισμού.

Συνήθως, οι θερμοδυναμικές ποσότητες προσδιορίζονται υπό τυπικές συνθήκες:

p = 101,32 kPa και T = 298 K (25 o C).

Οι χημικές εξισώσεις που καθορίζουν τις μεταβολές της ενθαλπίας (θερμικές επιδράσεις των αντιδράσεων) ονομάζονται θερμοχημικές εξισώσεις. Στη βιβλιογραφία μπορείτε να βρείτε δύο μορφές γραφής θερμοχημικών εξισώσεων.

Θερμοδυναμική μορφή γραφής της θερμοχημικής εξίσωσης:

C (γραφίτης) + O 2 (g) CO 2 (g); = - 393,5 kJ.

Θερμοχημική μορφή γραφής της θερμοχημικής εξίσωσης της ίδιας διαδικασίας:

C (γραφίτης) + O 2 (g) CO 2 (g) + 393,5 kJ.

Στη θερμοδυναμική, τα θερμικά αποτελέσματα των διεργασιών εξετάζονται από την οπτική γωνία του συστήματος. Επομένως, εάν το σύστημα απελευθερώνει θερμότητα, τότε το Q< 0, а энтальпия системы уменьшается (ДH < 0).

Στην κλασική θερμοχημεία, οι θερμικές επιδράσεις εξετάζονται από περιβαλλοντική άποψη. Επομένως, εάν το σύστημα απελευθερώνει θερμότητα, τότε υποτίθεται ότι Q > 0.

Η εξώθερμη είναι μια διαδικασία που συμβαίνει με την απελευθέρωση θερμότητας (DH< 0).

Ενδόθερμη είναι μια διαδικασία που συμβαίνει με την απορρόφηση θερμότητας (DH > 0).

Ο βασικός νόμος της θερμοχημείας είναι ο νόμος του Hess: «Η θερμική επίδραση μιας αντίδρασης καθορίζεται μόνο από τις αρχικές και τελικές καταστάσεις του συστήματος και δεν εξαρτάται από τη διαδρομή μετάβασης του συστήματος από τη μια κατάσταση στην άλλη».

Συμπέρασμα από το νόμο του Hess: Η τυπική θερμική επίδραση μιας αντίδρασης ισούται με το άθροισμα των τυπικών θερμοτήτων σχηματισμού των προϊόντων αντίδρασης μείον το άθροισμα των τυπικών θερμοτήτων σχηματισμού των αρχικών ουσιών, λαμβάνοντας υπόψη τους στοιχειομετρικούς συντελεστές:

• (αντιδράσεις) = (συνέχεια) -(εκτός)
• 7. Η έννοια της εντροπίας. Αλλαγές στην εντροπία κατά τη διάρκεια μετασχηματισμών φάσης και χημικών διεργασιών. Η έννοια του ισοβαρικού-ισοθερμικού δυναμικού ενός συστήματος (ενέργεια Gibbs, ελεύθερη ενέργεια). Η σχέση μεταξύ του μεγέθους της μεταβολής της ενέργειας Gibbs και του μεγέθους της μεταβολής της ενθαλπίας και της εντροπίας της αντίδρασης (βασική θερμοδυναμική σχέση). Θερμοδυναμική ανάλυση της δυνατότητας και των συνθηκών χημικών αντιδράσεων. Χαρακτηριστικά της ροής των χημικών διεργασιών σε ζωντανούς οργανισμούς.

ΕντροπίαΤο S είναι μια τιμή ανάλογη με τον λογάριθμο του αριθμού των εξίσου πιθανών μικροκαταστάσεων (W) μέσω των οποίων μπορεί να πραγματοποιηθεί μια δεδομένη μακροκατάσταση:

S = k lnW

Η μονάδα εντροπίας είναι J/mol?K.

Η εντροπία είναι ένα ποσοτικό μέτρο του βαθμού αταξίας ενός συστήματος.

Η εντροπία αυξάνεται κατά τη μετάβαση μιας ουσίας από κρυσταλλική κατάσταση σε υγρή και από υγρή σε αέρια κατάσταση, κατά τη διάλυση κρυστάλλων, κατά τη διαστολή των αερίων, κατά τη διάρκεια χημικών αλληλεπιδράσεων που οδηγούν σε αύξηση του αριθμού των σωματιδίων και ειδικά σωματίδια σε αέρια κατάσταση. Αντίθετα, όλες οι διεργασίες με αποτέλεσμα να αυξάνεται η τάξη του συστήματος (συμπύκνωση, πολυμερισμός, συμπίεση, μείωση του αριθμού των σωματιδίων) συνοδεύονται από μείωση της εντροπίας.

Υπάρχουν μέθοδοι για τον υπολογισμό της απόλυτης τιμής της εντροπίας μιας ουσίας, επομένως, στους πίνακες των θερμοδυναμικών χαρακτηριστικών μεμονωμένων ουσιών, δίνονται δεδομένα για το S 0 και όχι για το DS 0.

Τυπική εντροπία μιας απλής ουσίας, σε αντίθεση με την ενθαλπία σχηματισμούη απλή ουσία δεν ισούται με μηδέν.

Για την εντροπία, ισχύει μια δήλωση παρόμοια με αυτή που συζητήθηκε παραπάνω για το H: η μεταβολή της εντροπίας ενός συστήματος ως αποτέλεσμα μιας χημικής αντίδρασης (S) είναι ίση με το άθροισμα των εντροπιών των προϊόντων αντίδρασης μείον το άθροισμα των εντροπίες των αρχικών ουσιών. Όπως και με τον υπολογισμό της ενθαλπίας, η άθροιση πραγματοποιείται λαμβάνοντας υπόψη τους στοιχειομετρικούς συντελεστές.

Η κατεύθυνση στην οποία μια χημική αντίδραση λαμβάνει χώρα αυθόρμητα σε ένα απομονωμένο σύστημα καθορίζεται από τη συνδυασμένη δράση δύο παραγόντων: 1) την τάση του συστήματος να μεταβεί σε μια κατάσταση με τη χαμηλότερη εσωτερική ενέργεια (στην περίπτωση των ισοβαρών διεργασιών, με χαμηλότερη ενθαλπία); 2) μια τάση να επιτευχθεί η πιο πιθανή κατάσταση, δηλαδή μια κατάσταση που μπορεί να πραγματοποιηθεί με τον μεγαλύτερο αριθμό εξίσου πιθανών τρόπων (μικροκαταστάσεις), δηλ.:

DH > min, DS > max.

Η συνάρτηση κατάστασης, η οποία αντικατοπτρίζει ταυτόχρονα την επίδραση και των δύο προαναφερθεισών τάσεων στην κατεύθυνση της ροής των χημικών διεργασιών, είναι η ενέργεια Gibbs (ελεύθερη ενέργεια ή ισοβαρικό-ισόθερμο δυναμικό), που σχετίζεται με την ενθαλπία και την εντροπία από τη σχέση

όπου T είναι η απόλυτη θερμοκρασία.

Όπως φαίνεται, η ενέργεια Gibbs έχει την ίδια διάσταση με την ενθαλπία και επομένως συνήθως εκφράζεται σε J ή kJ.

Για ισοβαρικές-ισόθερμες διεργασίες (δηλαδή διεργασίες που συμβαίνουν σε σταθερή θερμοκρασία και πίεση), η μεταβολή της ενέργειας Gibbs είναι ίση με:

G= H-TS

Όπως στην περίπτωση των H και S, η μεταβολή της ενέργειας Gibbs G ως αποτέλεσμα μιας χημικής αντίδρασης (ενέργεια Gibbs της αντίδρασης) είναι ίση με το άθροισμα των ενεργειών Gibbs σχηματισμού των προϊόντων αντίδρασης μείον το άθροισμα των Gibbs ενέργειες σχηματισμού των πρώτων υλών. η άθροιση γίνεται λαμβάνοντας υπόψη τον αριθμό των mol των ουσιών που συμμετέχουν στην αντίδραση.

Η ενέργεια Gibbs του σχηματισμού μιας ουσίας αναφέρεται σε 1 mole αυτής της ουσίας και συνήθως εκφράζεται σε kJ/mol. Σε αυτή την περίπτωση, το G 0 του σχηματισμού της πιο σταθερής τροποποίησης μιας απλής ουσίας λαμβάνεται ίσο με μηδέν.

Σε σταθερή θερμοκρασία και πίεση, οι χημικές αντιδράσεις μπορούν να εξελιχθούν αυθόρμητα μόνο προς μια κατεύθυνση στην οποία η ενέργεια Gibbs του συστήματος μειώνεται (G0). Αυτό αποτελεί προϋπόθεση για τη θεμελιώδη δυνατότητα διεξαγωγής αυτής της διαδικασίας.

Ο παρακάτω πίνακας δείχνει τη δυνατότητα και τις συνθήκες για να συμβεί η αντίδραση με διάφορους συνδυασμούς σημείων H και S:

Με το ζώδιο του G μπορεί κανείς να κρίνει την πιθανότητα (αδυναμία) της αυθόρμητης εμφάνισης μιας συγκεκριμένης διαδικασίας. Εάν το σύστημα επηρεαστεί, τότε είναι δυνατό να πραγματοποιηθεί μια μετάβαση από τη μια ουσία στην άλλη, που χαρακτηρίζεται από αύξηση της ελεύθερης ενέργειας (G>0). Για παράδειγμα, στα κύτταρα των ζωντανών οργανισμών συμβαίνουν αντιδράσεις για να σχηματιστούν σύνθετες οργανικές ενώσεις. Η κινητήρια δύναμη πίσω από τέτοιες διαδικασίες είναι η ηλιακή ακτινοβολία και οι αντιδράσεις οξείδωσης στο κύτταρο.

«ΒΑΣΕΙΣ ΧΗΜΙΚΗΣ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗΣ, ΧΗΜΙΚΗΣ ΚΙΝΗΤΙΚΗΣ ΚΑΙ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑΣ»

Βασικές αρχές χημικής θερμοδυναμικής

1 . Τι μελετά η χημική θερμοδυναμική:

1) ο ρυθμός των χημικών μετασχηματισμών και οι μηχανισμοί αυτών των μετασχηματισμών.

2) ενεργειακά χαρακτηριστικά των φυσικών και χημικών διεργασιών και την ικανότητα των χημικών συστημάτων να εκτελούν χρήσιμη εργασία.

3) συνθήκες για τη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας.

4) η επίδραση των καταλυτών στον ρυθμό των βιοχημικών διεργασιών.

2. Ένα ανοιχτό σύστημα είναι ένα σύστημα που:

3. Ένα κλειστό σύστημα είναι ένα σύστημα που:

1) δεν ανταλλάσσει ούτε ύλη ούτε ενέργεια με το περιβάλλον.

2) ανταλλάσσει ύλη και ενέργεια με το περιβάλλον.

3) ανταλλάσσει ενέργεια με το περιβάλλον, αλλά δεν ανταλλάσσει ύλη.

4) ανταλλάσσει την ύλη με το περιβάλλον, αλλά δεν ανταλλάσσει ενέργεια.

4. Ένα απομονωμένο σύστημα είναι ένα σύστημα που:

1) δεν ανταλλάσσει ούτε ύλη ούτε ενέργεια με το περιβάλλον.

2) ανταλλάσσει ύλη και ενέργεια με το περιβάλλον.

3) ανταλλάσσει ενέργεια με το περιβάλλον, αλλά δεν ανταλλάσσει ύλη.

4) ανταλλάσσει την ύλη με το περιβάλλον, αλλά δεν ανταλλάσσει ενέργεια.

5. Σε ποιο τύπο θερμοδυναμικών συστημάτων ανήκει το διάλυμα που βρίσκεται σε σφραγισμένη αμπούλα τοποθετημένη σε θερμοστάτη;

1) απομονωμένο?

2) ανοιχτό?

3) κλειστό?

4) ακίνητο.

6. Σε ποιο τύπο θερμοδυναμικών συστημάτων ανήκει το διάλυμα στη σφραγισμένη αμπούλα;

1) απομονωμένο?

2) ανοιχτό?

3) κλειστό?

4) ακίνητο.

7. Σε ποιο είδος θερμοδυναμικών συστημάτων ανήκει ένα ζωντανό κύτταρο;

1) ανοιχτό?

2) κλειστό?

3) απομονωμένο?

4) ισορροπία.

8 . Ποιες παράμετροι ενός θερμοδυναμικού συστήματος ονομάζονται εκτενείς;

1) το μέγεθος του οποίου δεν εξαρτάται από τον αριθμό των σωματιδίων στο σύστημα.

3) η αξία του οποίου εξαρτάται από την κατάσταση συνάθροισης του συστήματος.

9. Ποιες παράμετροι ενός θερμοδυναμικού συστήματος ονομάζονται εντατικές;

!) του οποίου το μέγεθος δεν εξαρτάται από τον αριθμό των σωματιδίων στο σύστημα.

2) το μέγεθος του οποίου εξαρτάται από τον αριθμό των σωματιδίων στο σύστημα.

3) η αξία του οποίου εξαρτάται από την κατάσταση συνάθροισης.

4) το μέγεθος του οποίου εξαρτάται από το χρόνο.

10 . Οι συναρτήσεις της κατάστασης ενός θερμοδυναμικού συστήματος είναι μεγέθη που:

1) εξαρτώνται μόνο από την αρχική και τελική κατάσταση του συστήματος.

2) εξαρτάται από τη διαδρομή της διαδικασίας.

3) εξαρτώνται μόνο από την αρχική κατάσταση του συστήματος.

4) εξαρτώνται μόνο από την τελική κατάσταση του συστήματος.

11 . Ποια μεγέθη είναι συναρτήσεις της κατάστασης του συστήματος: α) εσωτερική ενέργεια; β) εργασία? γ) ζεστασιά. δ) ενθαλπία. δ) εντροπία.

3) όλες οι ποσότητες.

4) α, β, γ, δ.

12 . Ποιες από τις ακόλουθες ιδιότητες είναι εντατικές: α) πυκνότητα; β) πίεση. γ) μάζα. δ) θερμοκρασία. ε) ενθαλπία. ε) όγκος;

3) b, c, d, f;

13. Ποιες από τις ακόλουθες ιδιότητες είναι εκτεταμένες: α) πυκνότητα; β) πίεση. γ) μάζα. δ) θερμοκρασία. ε) ενθαλπία. ε) όγκος;

3) b, c, d, f;

14 . Ποιες μορφές ανταλλαγής ενέργειας μεταξύ του συστήματος και του περιβάλλοντος θεωρούνται από τη θερμοδυναμική: α) θερμότητα; β) εργασία? γ) χημική; δ) ηλεκτρικό? ε) μηχανικό? ε) πυρηνική και ηλιακή;

2) c, d, e, f;

3) α, γ, δ, ε, στ;

4) α, γ, δ, ε.

15. Οι διεργασίες που συμβαίνουν σε σταθερή θερμοκρασία ονομάζονται:

1) ισοβαρικό?

2) ισοθερμικο?

3) ισοχορικό?

4) αδιαβατικό.

16 . Οι διεργασίες που συμβαίνουν σε σταθερό όγκο ονομάζονται:

1) ισοβαρικό?

2) ισοθερμικο?

3) ισοχορικό?

4) αδιαβατικό.

17 . Οι διεργασίες που συμβαίνουν υπό σταθερή πίεση ονομάζονται:

1) ισοβαρικό?

2) ισοθερμικο?

3) ισοχορικό?

4) αδιαβατικό.

18 . Η εσωτερική ενέργεια ενός συστήματος είναι: 1) ολόκληρο το ενεργειακό απόθεμα του συστήματος, εκτός από τη δυναμική ενέργεια της θέσης του και την κινητική ενέργεια του συστήματος στο σύνολό του.

2) ολόκληρο το ενεργειακό απόθεμα του συστήματος.

3) ολόκληρο το ενεργειακό απόθεμα του συστήματος, εκτός από τη δυναμική ενέργεια της θέσης του.

4) μια ποσότητα που χαρακτηρίζει τον βαθμό διαταραχής στη διάταξη των σωματιδίων του συστήματος.

19 . Ποιος νόμος αντανακλά τη σχέση μεταξύ εργασίας, θερμότητας και εσωτερικής ενέργειας ενός συστήματος;

1) ο δεύτερος νόμος της θερμοδυναμικής.

2) Ο νόμος του Hess.

3) ο πρώτος νόμος της θερμοδυναμικής.

4) Ο νόμος του van't Hoff.

20 . Ο πρώτος νόμος της θερμοδυναμικής αντανακλά τη σχέση μεταξύ:

1) εργασία, θερμότητα και εσωτερική ενέργεια.

2) Ελεύθερη ενέργεια Gibbs, ενθαλπία και εντροπία του συστήματος.

3) εργασία και θερμότητα του συστήματος.

4) εργασία και εσωτερική ενέργεια.

21 . Ποια εξίσωση είναι η μαθηματική έκφραση του πρώτου νόμου της θερμοδυναμικής για μεμονωμένα συστήματα;

λ)AU=0 2)AU=Q-p-AV 3)AG = AH-TAS

22 . Ποια εξίσωση είναι η μαθηματική έκφραση του πρώτου νόμου της θερμοδυναμικής για κλειστά συστήματα;

1)AU=0; 2)AU=Q-p-AV;

3) AG = AH - T*AS;

23 . Η εσωτερική ενέργεια ενός απομονωμένου συστήματος είναι σταθερή ή μεταβλητή ποσότητα;

1) σταθερό?

2) μεταβλητή.

24 . Σε ένα απομονωμένο σύστημα, η αντίδραση της καύσης υδρογόνου συμβαίνει με το σχηματισμό υγρού νερού. Αλλάζει η εσωτερική ενέργεια και η ενθαλπία του συστήματος;

1) η εσωτερική ενέργεια δεν θα αλλάξει, η ενθαλπία θα αλλάξει.

2) η εσωτερική ενέργεια θα αλλάξει, η ενθαλπία δεν θα αλλάξει.

3) η εσωτερική ενέργεια δεν θα αλλάξει, η ενθαλπία δεν θα αλλάξει.

4) η εσωτερική ενέργεια θα αλλάξει, η ενθαλπία θα αλλάξει.

25 . Κάτω από ποιες συνθήκες η μεταβολή της εσωτερικής ενέργειας είναι ίση με τη θερμότητα που λαμβάνει το σύστημα από το περιβάλλον;

1) σε σταθερό όγκο.

3) σε σταθερή πίεση.

4) σε καμία περίπτωση.

26 . Η θερμική επίδραση μιας αντίδρασης που συμβαίνει σε σταθερό όγκο ονομάζεται αλλαγή:

1) ενθαλπία.

2) εσωτερική ενέργεια.

3) εντροπία?

4) Ελεύθερη ενέργεια Gibbs.

27 . Η ενθαλπία μιας αντίδρασης είναι:

28. Οι χημικές διεργασίες κατά τις οποίες η ενθαλπία του συστήματος μειώνεται και η θερμότητα απελευθερώνεται στο εξωτερικό περιβάλλον ονομάζονται:

1) ενδόθερμος?

2) εξωθερμο?

3) exergonic?

4) ενεργονική.

29 . Κάτω από ποιες συνθήκες η μεταβολή της ενθαλπίας είναι ίση με τη θερμότητα που λαμβάνει το σύστημα από το περιβάλλον;

1) σε σταθερό όγκο.

2) σε σταθερή θερμοκρασία.

3) σε σταθερή πίεση.

4) σε καμία περίπτωση.

30 . Η θερμική επίδραση μιας αντίδρασης που συμβαίνει σε σταθερή πίεση ονομάζεται αλλαγή:

1) εσωτερική ενέργεια.

2) κανένας από τους προηγούμενους ορισμούς δεν είναι σωστός.

3) ενθαλπία?

4) εντροπία.

31. Ποιες διαδικασίες ονομάζονται ενδόθερμες;

32 . Ποιες διαδικασίες ονομάζονται εξώθερμες;

1) για το οποίο το ΑΝ είναι αρνητικό.

2) για το οποίο το AG είναι αρνητικό.

3) για τα οποία το ΑΝ είναι θετικό.

4) για το οποίο ο ΑΓ είναι θετικός.

33 . Προσδιορίστε τη διατύπωση του νόμου του Hess:

1) η θερμική επίδραση της αντίδρασης εξαρτάται μόνο από την αρχική και τελική κατάσταση του συστήματος και δεν εξαρτάται από την πορεία της αντίδρασης.

2) η θερμότητα που απορροφάται από το σύστημα σε σταθερό όγκο είναι ίση με τη μεταβολή της εσωτερικής ενέργειας του συστήματος.

3) η θερμότητα που απορροφάται από το σύστημα σε σταθερή πίεση είναι ίση με τη μεταβολή της ενθαλπίας του συστήματος.

4) η θερμική επίδραση της αντίδρασης δεν εξαρτάται από την αρχική και τελική κατάσταση του συστήματος, αλλά εξαρτάται από τη διαδρομή της αντίδρασης.

34. Ποιος νόμος βασίζεται στον υπολογισμό του θερμιδικού περιεχομένου των τροφίμων;

1) van't Hoff?

3) Sechenov;

35. Όταν οξειδώνονται ποιες ουσίες υπό συνθήκες σώματος, απελευθερώνεται περισσότερη ενέργεια;

1) πρωτεΐνες?

3) υδατάνθρακες?

4) υδατάνθρακες και πρωτεΐνες.

36 . Μια αυθόρμητη διαδικασία είναι μια διαδικασία που:

1) πραγματοποιείται χωρίς τη βοήθεια καταλύτη.

2) συνοδεύεται από απελευθέρωση θερμότητας.

3) πραγματοποιείται χωρίς εξωτερική κατανάλωση ενέργειας.

4) προχωρά γρήγορα.

37 . Η εντροπία μιας αντίδρασης είναι:

1) την ποσότητα θερμότητας που απελευθερώνεται ή απορροφάται κατά τη διάρκεια μιας χημικής αντίδρασης υπό ισοβαρικές-ισόθερμες συνθήκες.

2) την ποσότητα θερμότητας που απελευθερώνεται ή απορροφάται κατά τη διάρκεια μιας χημικής αντίδρασης υπό ισοχορικές-ισόθερμες συνθήκες.

3) μια τιμή που χαρακτηρίζει την πιθανότητα αυθόρμητης εμφάνισης της διαδικασίας.

4) μια ποσότητα που χαρακτηρίζει το βαθμό αταξίας στη διάταξη και την κίνηση των σωματιδίων στο σύστημα.

38 . Ποια συνάρτηση κατάστασης χαρακτηρίζει την τάση ενός συστήματος να επιτυγχάνει μια πιθανή κατάσταση που αντιστοιχεί στη μέγιστη τυχαιότητα της κατανομής των σωματιδίων;

1) ενθαλπία.

2) εντροπία?

3) Ενέργεια Gibbs.

4) εσωτερική ενέργεια.

39 . Ποια είναι η σχέση μεταξύ των εντροπιών τριών αθροιστικών καταστάσεων μιας ουσίας: αέριο, υγρό, στερεό:

I) S (g) > S (g) > S (tv); 2) S(στερεό)>S(g)>S(g); 3)S(g)>S(g)>S(TB); 4) η κατάσταση συνάθροισης δεν επηρεάζει την τιμή της εντροπίας.

40 . Ποια από τις ακόλουθες διεργασίες θα πρέπει να παρουσιάζει τη μεγαλύτερη θετική αλλαγή στην εντροπία:

1) CH3OH (s) --> CH,OH (g);

2) CH4OH (s) --> CH3 OH (l);

3) CH,OH (g) -> CH4OH (s);

4) CH,OH (l) -> CH3OH (sol).

41 . Επιλέξτε τη σωστή πρόταση: η εντροπία του συστήματος αυξάνεται όταν:

1) αυξημένη πίεση.

2) μετάβαση από υγρή σε στερεή κατάσταση συσσωμάτωσης

3) αύξηση της θερμοκρασίας?

4) μετάβαση από αέρια σε υγρή κατάσταση.

42. Ποια θερμοδυναμική συνάρτηση μπορεί να χρησιμοποιηθεί για να προβλέψει εάν μια αντίδραση θα συμβεί αυθόρμητα σε ένα απομονωμένο σύστημα;

1) ενθαλπία.

2) εσωτερική ενέργεια.

3) εντροπία?

4) δυναμική ενέργεια του συστήματος.

43 . Ποια εξίσωση είναι η μαθηματική έκφραση του 2ου νόμου της θερμοδυναμικής για μεμονωμένα συστήματα;

44 . Εάν το σύστημα λαμβάνει αντιστρέψιμα μια ποσότητα θερμότητας Q στη θερμοκρασία Τ, τότε περίπου T;

2) αυξάνεται κατά το ποσό Q/T.

3) αυξάνεται κατά ένα ποσό μεγαλύτερο από το Q/T.

4) αυξάνεται κατά ένα ποσό μικρότερο από το Q/T.

45 . Σε ένα απομονωμένο σύστημα, μια χημική αντίδραση συμβαίνει αυθόρμητα για να σχηματιστεί μια ορισμένη ποσότητα προϊόντος. Πώς αλλάζει η εντροπία ενός τέτοιου συστήματος;

1) αυξάνεται

2) μειώνεται

3) δεν αλλάζει

4) φτάνει την ελάχιστη τιμή

46 . Υποδείξτε σε ποιες διαδικασίες και υπό ποιες συνθήκες η μεταβολή της εντροπίας μπορεί να είναι ίση με το έργο της διεργασίας;

1) σε ισοβαρικές συνθήκες, σε σταθερά P και T.

2) σε ισοχορικές συνθήκες, σε σταθερά V και T.

Η) η αλλαγή στην εντροπία δεν είναι ποτέ ίση με εργασία. 4) σε ισοθερμικές συνθήκες, σε σταθερά P και 47 . Πώς θα αλλάξει η δεσμευμένη ενέργεια του συστήματος TS όταν θερμαίνεται και όταν συμπυκνώνεται;

1) αυξάνεται με τη θέρμανση, μειώνεται με τη συμπύκνωση.

2) μειώνεται με τη θέρμανση, αυξάνεται με τη συμπύκνωση.

3) δεν υπάρχει αλλαγή στο T-S?

4) αυξάνεται με τη θέρμανση και τη συμπύκνωση.

48 . Ποιες παράμετροι του συστήματος πρέπει να διατηρηθούν σταθερές ώστε το πρόσημο της μεταβολής της εντροπίας να μπορεί να χρησιμοποιηθεί για να κρίνει την κατεύθυνση της αυθόρμητης πορείας της διαδικασίας;

1) πίεση και θερμοκρασία.

2) όγκος και θερμοκρασία.

3) εσωτερική ενέργεια και όγκος.

4) μόνο θερμοκρασία.

49 . Σε ένα απομονωμένο σύστημα, όλες οι αυθόρμητες διεργασίες προχωρούν προς την κατεύθυνση της αυξανόμενης διαταραχής. Πώς αλλάζει η εντροπία;

1) δεν αλλάζει?

2) αυξάνει?

3) μειώνεται?

4) πρώτα αυξάνεται και μετά μειώνεται.

50 . Η εντροπία αυξάνεται κατά το ποσό Q/T για:

1) αναστρέψιμη διαδικασία.

2) μη αναστρέψιμη διαδικασία.

3) ομοιογενής?

4) ετερογενής.

51 Πώς αλλάζει η εντροπία του συστήματος λόγω των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων κατά τη σύνθεση αμμωνίας;

3) η εντροπία δεν αλλάζει κατά τη διάρκεια της αντίδρασης.

4) Η εντροπία αυξάνεται για τις μπροστινές και τις αντίστροφες αντιδράσεις.

52 . Ποιοι παράγοντες που δρουν ταυτόχρονα καθορίζουν την κατεύθυνση μιας χημικής διεργασίας;

1) ενθαλπία και θερμοκρασία.

2) ενθαλπία και εντροπία.

3) εντροπία και θερμοκρασία.

4) αλλαγές στην ενέργεια και τη θερμοκρασία Gibbs.

53. Υπό ισοβαρικές-ισόθερμες συνθήκες, το μέγιστο έργο που εκτελεί το σύστημα είναι:

1) ίσο με τη μείωση της ενέργειας Gibbs.

2) μεγαλύτερη απώλεια ενέργειας Gibbs.

3) λιγότερη απώλεια ενέργειας Gibbs.

4) ισούται με την απώλεια ενθαλπίας.

54 . Ποιες προϋποθέσεις πρέπει να πληρούνται ώστε να επιτυγχάνεται η μέγιστη εργασία στο σύστημα λόγω της μείωσης της ενέργειας Gibbs;

1) είναι απαραίτητο να διατηρηθούν σταθερά V και t.

2) είναι απαραίτητο να διατηρηθούν σταθερά τα P και t.

3) είναι απαραίτητο να διατηρηθούν σταθερά τα AH και AS.

4) είναι απαραίτητο να διατηρείται σταθερό P&V

55 . Τι προκαλεί τη μέγιστη χρήσιμη εργασία που γίνεται σε μια χημική αντίδραση σε σταθερή πίεση και θερμοκρασία;

1) λόγω της μείωσης της ενέργειας Gibbs.

3) λόγω αύξησης της ενθαλπίας.

4) λόγω μείωσης της εντροπίας.

56. Σε τι οφείλεται η μέγιστη χρήσιμη εργασία που κάνει ένας ζωντανός οργανισμός σε ισοβαρικές-ισόθερμες συνθήκες;

1) λόγω απώλειας ενθαλπίας.

2) λόγω αύξησης της εντροπίας.

3) λόγω της μείωσης της ενέργειας Gibbs.

4) λόγω αύξησης της ενέργειας Gibbs.

57 . Ποιες διεργασίες ονομάζονται ενεργονικές;

58. Ποιες διαδικασίες ονομάζονται εξεργονικές;

2) AG 0; 4) AG > 0.

59. Η αυθόρμητη φύση της διαδικασίας προσδιορίζεται καλύτερα με την αξιολόγηση:

1) εντροπία?

3) ενθαλπία?

2) Δωρεάν ενέργεια Gibbs.

4) θερμοκρασία.

60 . Ποια θερμοδυναμική συνάρτηση μπορεί να χρησιμοποιηθεί για την πρόβλεψη της πιθανότητας αυθόρμητων διεργασιών που συμβαίνουν σε έναν ζωντανό οργανισμό;

1) ενθαλπία.

3) εντροπία?

2) εσωτερική ενέργεια.

4) Ελεύθερη ενέργεια Gibbs.

61 . Για αναστρέψιμες διεργασίες, η αλλαγή στην ελεύθερη ενέργεια Gibbs...

1) πάντα ίσο με μηδέν.

2) πάντα αρνητικό?

3) πάντα θετικό?

62 . Για μη αναστρέψιμες διαδικασίες, η αλλαγή στην ελεύθερη ενέργεια:

1) πάντα ίσο με μηδέν.

2) πάντα αρνητικό?

3) πάντα θετικό?

4) θετικό ή αρνητικό ανάλογα με τις περιστάσεις.

63. Υπό ισοβαρικές-ισόθερμες συνθήκες, μόνο τέτοιες διεργασίες μπορούν να συμβούν αυθόρμητα σε ένα σύστημα, ως αποτέλεσμα των οποίων η ενέργεια Gibbs είναι:

1) δεν αλλάζει?

2) αυξάνει?

3) μειώνεται?

4) φτάνει στη μέγιστη τιμή του.

64 . Για μια ορισμένη χημική αντίδραση στην αέρια φάση σε σταθερά P και TAG > 0. Σε ποια κατεύθυνση προχωρά αυθόρμητα αυτή η αντίδραση;

Δ) προς την εμπρός κατεύθυνση.

2) δεν μπορεί να συμβεί υπό αυτές τις συνθήκες.

3) προς την αντίθετη κατεύθυνση.

4) βρίσκεται σε κατάσταση ισορροπίας.

65 . Ποιο είναι το σύμβολο AG της διαδικασίας τήξης των πάγων στους 263 K;

66 . Σε ποια από τις παρακάτω περιπτώσεις η αντίδραση δεν είναι δυνατή σε καμία θερμοκρασία;

1)AH>0;AS>0; 2)AH>0;AH

3)A#4)AH= 0;AS = 0.

67. Σε ποια από τις παρακάτω περιπτώσεις είναι δυνατή η αντίδραση σε οποιαδήποτε θερμοκρασία;

1)DN 0; 2)AH 0; AS > 0; 4) AH = 0, AS = 0.

68 . Αν μία

1) [AN] > ;

2) για οποιαδήποτε αναλογία AN και TAS. 3) (AH]

4) [AN] = [T-A S].

69 . Σε ποιες τιμές του πρόσημου AH και AS είναι δυνατές μόνο εξώθερμες διεργασίες στο σύστημα;

70. Σε ποιες αναλογίες AN και T* AS είναι η χημική διαδικασία που κατευθύνεται προς μια ενδόθερμη αντίδραση:

71 . Σε ποιες σταθερές θερμοδυναμικές παραμέτρους μπορεί μια αλλαγή στην ενθαλπία να χρησιμεύσει ως κριτήριο για την κατεύθυνση μιας αυθόρμητης διεργασίας; Ποιο σημάδι DH υπό αυτές τις συνθήκες υποδηλώνει μια αυθόρμητη διαδικασία;

1) στη σταθερά S και P, AN

3) με σταθερό Put, ΑΝ

2) στη σταθερά 5 και P, AN > 0; 4) σε σταθερά Vn t, AH > 0.

72 . Είναι δυνατόν και σε ποιες περιπτώσεις να κρίνουμε από το πρόσημο της αλλαγής της ενθαλπίας κατά τη διάρκεια μιας χημικής αντίδρασης για την πιθανότητα εμφάνισής της στη σταθερά Ti P1

1) δυνατό, εάν LA » T-AS?

2) υπό αυτές τις συνθήκες είναι αδύνατο?

3) δυνατό, εάν ΑΝ « T-AS?

4) δυνατό εάν AN = T-AS.

73 . Η αντίδραση ZN 2 + N 2 -> 2NH 3 διεξάγεται στους 110°C, έτσι ώστε όλα τα αντιδρώντα και τα προϊόντα να βρίσκονται στην αέρια φάση. Ποια από τις παρακάτω τιμές διατηρείται κατά την αντίδραση;

2) εντροπία?

3) ενθαλπία?

74 . Ποιες από τις παρακάτω προτάσεις είναι αληθείς για αντιδράσεις που συμβαίνουν υπό τυπικές συνθήκες;

1) Οι ενδόθερμες αντιδράσεις δεν μπορούν να συμβούν αυθόρμητα.

2) Ενδόθερμες αντιδράσεις μπορούν να συμβούν σε αρκετά χαμηλές θερμοκρασίες.

3) Ενδόθερμες αντιδράσεις μπορούν να συμβούν σε υψηλές θερμοκρασίες εάν AS > 0;

4) Ενδόθερμες αντιδράσεις μπορούν να συμβούν σε υψηλές θερμοκρασίες εάν ΑΣ

75 . Ποια είναι τα χαρακτηριστικά των βιοχημικών διεργασιών: α) υπακούουν στην αρχή της ενεργειακής σύζευξης; β) συνήθως αναστρέψιμη. γ) σύνθετο? δ) μόνο εξεργονικό (ΑΓ

1) α, β, γ, δ;

2) β, γ, δ; 3) a, 6, c; 4) γ, δ.

76 . Οι υπεργονικές αντιδράσεις στο σώμα συμβαίνουν αυθόρμητα, αφού:

77 . Οι ενδογονικές αντιδράσεις στο σώμα απαιτούν παροχή ενέργειας, αφού: 1) AG >0;

78 . Όταν οποιοδήποτε πεπτίδιο AH 0 υδρολύεται, θα συμβεί αυτή η διαδικασία αυθόρμητα;

1) θα είναι, αφού AG > 0;

3) δεν θα συμβεί, αφού AG > 0;

2) θα είναι, αφού ο ΑΓ

4) δεν θα είναι, αφού ο Α.Γ

79 . Η περιεκτικότητα σε θερμίδες των θρεπτικών συστατικών ονομάζεται ενέργεια:

1) 1 g θρεπτικών συστατικών που απελευθερώνεται κατά την πλήρη οξείδωση.

2) 1 mole θρεπτικών συστατικών που απελευθερώνεται κατά την πλήρη οξείδωση.

3) απαραίτητο για την πλήρη οξείδωση 1 g θρεπτικών ουσιών.

4) 1 mole θρεπτικών ουσιών που απαιτούνται για πλήρη οξείδωση.

80 . Για τη διαδικασία της θερμικής μετουσίωσης πολλών ενζύμων, LA > 0 και AS > 0. Μπορεί αυτή η διαδικασία να συμβεί αυθόρμητα;

1) μπορεί σε υψηλές θερμοκρασίες, αφού \T-AS\ > |BP];

2) μπορεί σε χαμηλές θερμοκρασίες, αφού \T-AS\

3) δεν μπορεί, αφού \T-AS\ > |AH];

4) δεν μπορεί, γιατί \T-AS\

81 . Για τη διαδικασία θερμικής ενυδάτωσης πολλών πρωτεϊνών ΑΝ

1) μπορεί σε αρκετά χαμηλές θερμοκρασίες, αφού |AH| > \T-AS\;

2) μπορεί σε αρκετά χαμηλές θερμοκρασίες, αφού |АА|

3) μπορεί σε υψηλές θερμοκρασίες, αφού |AH)

4) δεν μπορεί σε καμία θερμοκρασία.

Πρόγραμμα

Παράμετροι χημική ουσίααντιδράσεις, χημική ουσία ισορροπία; - Υπολογίστε τις θερμικές επιδράσεις και την ταχύτητα χημική ουσίααντιδράσεις... αντιδράσεις? - βασικάφυσική και κολλοειδής χημεία, χημική ουσία κινητική, ηλεκτροχημεία, χημική ουσία θερμοδυναμικήκαι θερμοχημεία? ...

Στόχοι της επαγγελματικής δραστηριότητας του πτυχιούχου. Ικανότητες πτυχιούχων που σχηματίστηκαν ως αποτέλεσμα της κατοχής ενός προγράμματος τριτοβάθμιας εκπαίδευσης. Έγγραφα που ρυθμίζουν το περιεχόμενο και την οργάνωση της εκπαιδευτικής διαδικασίας κατά την εφαρμογή της τριτοβάθμιας εκπαίδευσης (3)

Κανονισμοί

Ενότητα 2. Βασική φυσική χημική ουσίαπρότυπα εμφάνισης χημική ουσίαδιαδικασίες Βασικά χημική ουσία θερμοδυναμική. Βασικά χημική ουσία κινητική. Χημική ουσία ισορροπία. Ενότητα 3.. Βασικάχημεία διαλυμάτων Γενικά...

Αυτό το εγχειρίδιο μπορεί να χρησιμοποιηθεί για ανεξάρτητη εργασία από μαθητές μη χημικών ειδικοτήτων

Εγγραφο

Απλές ουσίες. Σε αυτό βάση V χημική ουσία θερμοδυναμικήέχει δημιουργηθεί σύστημα υπολογισμού θερμικών επιπτώσεων..., Cr2O3; ΘΕΜΑ 2. ΧΗΜΙΚΗ ΟΥΣΙΑ ΚΙΝΗΤΙΚΗΚΑΙ ΧΗΜΙΚΗ ΟΥΣΙΑ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑΌπως φάνηκε νωρίτερα, χημική ουσία θερμοδυναμικήσας επιτρέπει να προβλέψετε τα θεμελιώδη...

Πρόγραμμα εργασίας του κλάδου χημεία κατεύθυνσης εκπαίδευσης

Πρόγραμμα εργασίας

4.1.5. Διαδικασίες οξειδοαναγωγής. Βασικάηλεκτροχημεία Διεργασίες οξείδωσης-αναγωγής. ... Μέθοδοι ποσοτικής έκφρασης της σύνθεσης των διαλυμάτων. 5 Χημική ουσία θερμοδυναμική 6 ΚινητικήΚαι ισορροπία. 7 Διάσταση, pH, υδρόλυση 8 ...

Ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων. Ορισμός της έννοιας. Παράγοντες που επηρεάζουν τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης: συγκέντρωση αντιδραστηρίου, πίεση, θερμοκρασία, παρουσία καταλύτη. Ο νόμος της δράσης μάζας (LMA) ως ο βασικός νόμος της χημικής κινητικής. Σταθερά ρυθμού, η φυσική του σημασία. Η επίδραση της φύσης των αντιδρώντων, της θερμοκρασίας και της παρουσίας ενός καταλύτη στη σταθερά του ρυθμού αντίδρασης.

1. Με. 102-105; 2. Με. 163-166; 3. Με. 196-207, σελ. 210-213; 4. Με. 185-188; 5. Με. 48-50; 6. Με. 198-201; 8. Με. 14-19

Ομογενής ταχύτητα αντίδρασης - Αυτή είναι μια ποσότητα αριθμητικά ίση με τη μεταβολή της συγκέντρωσης οποιουδήποτε συμμετέχοντος στην αντίδραση ανά μονάδα χρόνου.

Μέση ταχύτητα αντίδρασης v mστο χρονικό διάστημα από t 1 έως t 2 καθορίζεται από τη σχέση:

Κύριοι παράγοντες που επηρεάζουν τον ρυθμό μιας ομοιογενούς χημικής αντίδρασης :

- τη φύση των αντιδρώντων ουσιών·

- συγκέντρωση του αντιδραστηρίου.

- πίεση (εάν εμπλέκονται αέρια στην αντίδραση).

- θερμοκρασία

- παρουσία καταλύτη.

Ετερογενής ρυθμός αντίδρασης - Αυτή είναι μια ποσότητα αριθμητικά ίση με τη μεταβολή της συγκέντρωσης οποιουδήποτε συμμετέχοντος στην αντίδραση ανά μονάδα χρόνου σε μια μονάδα επιφάνειας: .

Ανάλογα με τα στάδια, οι χημικές αντιδράσεις χωρίζονται σε στοιχειώδηςΚαι συγκρότημα. Οι περισσότερες χημικές αντιδράσεις είναι πολύπλοκες διεργασίες που συμβαίνουν σε διάφορα στάδια, δηλ. που αποτελείται από πολλές στοιχειώδεις διαδικασίες.

Για στοιχειώδεις αντιδράσεις είναι αλήθεια νόμος της μαζικής δράσης: ο ρυθμός μιας στοιχειώδους χημικής αντίδρασης σε μια δεδομένη θερμοκρασία είναι ευθέως ανάλογος με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων ουσιών σε δυνάμεις ίσες με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές της εξίσωσης αντίδρασης.

Για μια στοιχειώδη αντίδραση aA + bB → ...ο ρυθμός αντίδρασης, σύμφωνα με το νόμο της δράσης της μάζας, εκφράζεται από τη σχέση:

που είναι (Α) καιΜε (ΣΕ) -μοριακές συγκεντρώσεις των αντιδρώντων ΕΝΑΚαι ΣΕ; έναΚαι σι-αντίστοιχοι στοιχειομετρικοί συντελεστές. κ -σταθερά ταχύτητας μιας δεδομένης αντίδρασης .

Για τις ετερογενείς αντιδράσεις, η εξίσωση του νόμου της δράσης της μάζας δεν περιλαμβάνει τις συγκεντρώσεις όλων των αντιδρώντων, αλλά μόνο τα αέρια ή διαλυμένα. Έτσι, για την αντίδραση καύσης άνθρακα:

C(k) + O 2 (g) → CO 2 (g)

η εξίσωση της ταχύτητας έχει τη μορφή .

Η φυσική σημασία της σταθεράς ρυθμού είναιείναι αριθμητικά ίσος με τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης σε συγκεντρώσεις αντιδρώντων ίσες με 1 mol/dm 3.

Η τιμή της σταθεράς ταχύτητας για μια ομοιογενή αντίδραση εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων, τη θερμοκρασία και τον καταλύτη.

Η επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης. Συντελεστής θερμοκρασίας της ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης. Ενεργά μόρια. Καμπύλη κατανομής μορίων ανάλογα με την κινητική τους ενέργεια. Ενέργεια ενεργοποίησης. Η αναλογία ενέργειας ενεργοποίησης και ενέργειας χημικού δεσμού στα αρχικά μόρια. Κατάσταση μετάβασης ή ενεργοποιημένο σύμπλεγμα. Ενέργεια ενεργοποίησης και θερμική επίδραση της αντίδρασης (ενεργειακό διάγραμμα). Εξάρτηση του συντελεστή θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης από την ενέργεια ενεργοποίησης.

1. Με. 106-108; 2. Με. 166-170; 3. Με. 210-217; 4. Με. 188-191; 5. Με. 50-51; 6. Με. 202-207; 8 . Με. 19-21.

Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης συνήθως αυξάνεται.

Η τιμή που δείχνει πόσες φορές αυξάνεται ο ρυθμός αντίδρασης όταν η θερμοκρασία αυξάνεται κατά 10 βαθμούς (ή, το ίδιο, κατά 10 K) ονομάζεται συντελεστής θερμοκρασίας της ταχύτητας χημικής αντίδρασης (γ):

όπου είναι οι ρυθμοί αντίδρασης, αντίστοιχα, σε θερμοκρασίες Τ 2 και Τ 1 ; γ - συντελεστής θερμοκρασίας ταχύτητας αντίδρασης.

Η εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία προσδιορίζεται κατά προσέγγιση εμπειρικά ο κανόνας του van't Hoff: με κάθε αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 βαθμούς, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης αυξάνεται κατά 2-4 φορές.

Μια πιο ακριβής περιγραφή της εξάρτησης του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία είναι δυνατή στο πλαίσιο της θεωρίας ενεργοποίησης Arrhenius. Σύμφωνα με αυτή τη θεωρία, μια χημική αντίδραση μπορεί να συμβεί μόνο όταν τα ενεργά σωματίδια συγκρούονται. Ενεργόςονομάζονται σωματίδια που έχουν μια ορισμένη, χαρακτηριστική μιας δεδομένης αντίδρασης, ενέργεια απαραίτητη για να υπερνικήσουν τις απωστικές δυνάμεις που προκύπτουν μεταξύ των ηλεκτρονίων των σωματιδίων που αντιδρούν.

Η αναλογία των ενεργών σωματιδίων αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας.

Ενεργοποιημένο συγκρότημα - αυτή είναι μια ενδιάμεση ασταθής ομάδα που σχηματίζεται κατά τη σύγκρουση ενεργών σωματιδίων και βρίσκεται σε κατάσταση ανακατανομής δεσμών. Τα προϊόντα αντίδρασης σχηματίζονται κατά την αποσύνθεση του ενεργοποιημένου συμπλόκου.

Ενέργεια ενεργοποίησης Και μιΕΝΑ ίση με τη διαφορά μεταξύ της μέσης ενέργειας των σωματιδίων που αντιδρούν και της ενέργειας του ενεργοποιημένου συμπλόκου.

Για τις περισσότερες χημικές αντιδράσεις, η ενέργεια ενεργοποίησης είναι μικρότερη από την ενέργεια διάστασης του ασθενέστερου δεσμού στα μόρια των ουσιών που αντιδρούν.

Στη θεωρία ενεργοποίησης, η επιρροή θερμοκρασίαο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης περιγράφεται από την εξίσωση Arrhenius για τη σταθερά ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης:

Οπου ΕΝΑ– σταθερός συντελεστής, ανεξάρτητος από τη θερμοκρασία, που καθορίζεται από τη φύση των αντιδρώντων ουσιών. μι- τη βάση του φυσικού λογάριθμου. μια – ενέργεια ενεργοποίησης. R– μοριακή σταθερά αερίου.

Όπως προκύπτει από την εξίσωση Arrhenius, όσο χαμηλότερη είναι η ενέργεια ενεργοποίησης, τόσο μεγαλύτερη είναι η σταθερά του ρυθμού αντίδρασης. Ακόμη και μια ελαφρά μείωση της ενέργειας ενεργοποίησης (για παράδειγμα, κατά την προσθήκη ενός καταλύτη) οδηγεί σε αισθητή αύξηση του ρυθμού αντίδρασης.

Σύμφωνα με την εξίσωση Arrhenius, μια αύξηση της θερμοκρασίας οδηγεί σε αύξηση της σταθεράς ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης. Όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή μικαι, όσο πιο αισθητή είναι η επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό αντίδρασης και, επομένως, τόσο μεγαλύτερος είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης.

Η επίδραση ενός καταλύτη στον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης. Ομοιογενής και ετερογενής κατάλυση. Στοιχεία της θεωρίας της ομογενούς κατάλυσης. Θεωρία ενδιάμεσων ενώσεων. Στοιχεία της θεωρίας της ετερογενούς κατάλυσης. Τα ενεργά κέντρα και ο ρόλος τους στην ετερογενή κατάλυση. Η έννοια της προσρόφησης. Η επίδραση ενός καταλύτη στην ενέργεια ενεργοποίησης μιας χημικής αντίδρασης. Κατάλυση στη φύση, τη βιομηχανία, την τεχνολογία. Βιοχημική κατάλυση. Ένζυμα.

1. Με. 108-109; 2. Με. 170-173; 3. Με. 218-223; 4 . Με. 197-199; 6. Με. 213-222; 7. Με. 197-202.; 8. Με. 21-22.

Κατάλυση ονομάζεται μεταβολή του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης υπό την επίδραση ουσιών, των οποίων η ποσότητα και η φύση μετά την ολοκλήρωση της αντίδρασης παραμένουν ίδια όπως πριν από την αντίδραση.

Καταλύτης - Αυτή είναι μια ουσία που αλλάζει τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης και παραμένει χημικά αμετάβλητη μετά από αυτήν.

Θετικός καταλύτηςεπιταχύνει την αντίδραση. αρνητικός καταλύτης, ή ανασταλτικός παράγοντας, επιβραδύνει την αντίδραση.

Στις περισσότερες περιπτώσεις, η επίδραση ενός καταλύτη εξηγείται από το γεγονός ότι μειώνει την ενέργεια ενεργοποίησης μιας αντίδρασης. Κάθε μία από τις ενδιάμεσες διεργασίες που περιλαμβάνουν έναν καταλύτη λαμβάνει χώρα με χαμηλότερη ενέργεια ενεργοποίησης από μια μη καταλυόμενη αντίδραση.

Στο ομοιογενής κατάλυσηο καταλύτης και τα αντιδρώντα σχηματίζουν μία φάση (διάλυμα). Στο ετερογενής κατάλυσηο καταλύτης (συνήθως ένα στερεό) και τα αντιδρώντα βρίσκονται σε διαφορετικές φάσεις.

Κατά τη διάρκεια της ομοιογενούς κατάλυσης, ο καταλύτης σχηματίζει μια ενδιάμεση ένωση με ένα αντιδραστήριο, το οποίο αντιδρά με ένα δεύτερο αντιδραστήριο σε υψηλή ταχύτητα ή αποσυντίθεται γρήγορα για να απελευθερώσει ένα προϊόν αντίδρασης.

Παράδειγμα ομοιογενούς κατάλυσης: οξείδωση οξειδίου του θείου (IV) σε οξείδιο του θείου (VI) με οξυγόνο χρησιμοποιώντας τη μέθοδο του νιτρώδους για την παραγωγή θειικού οξέος (εδώ ο καταλύτης είναι το οξείδιο του αζώτου (II), το οποίο αντιδρά εύκολα με το οξυγόνο).

Στην ετερογενή κατάλυση, η αντίδραση λαμβάνει χώρα στην επιφάνεια του καταλύτη. Τα αρχικά στάδια είναι η διάχυση των σωματιδίων του αντιδραστηρίου στον καταλύτη και τους προσρόφηση(δηλαδή απορρόφηση) από την επιφάνεια του καταλύτη. Τα μόρια του αντιδραστηρίου αλληλεπιδρούν με άτομα ή ομάδες ατόμων που βρίσκονται στην επιφάνεια του καταλύτη, σχηματίζοντας ενδιάμεσες επιφανειακές συνδέσεις. Η ανακατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων που συμβαίνει σε τέτοιες ενδιάμεσες ενώσεις οδηγεί στο σχηματισμό νέων ουσιών που εκροφούνται, δηλαδή αφαιρούνται από την επιφάνεια.

Η διαδικασία σχηματισμού ενώσεων της ενδιάμεσης επιφάνειας συμβαίνει στις ενεργά κέντρακαταλύτης - σε επιφάνειες που χαρακτηρίζονται από ειδική κατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων.

Ένα παράδειγμα ετερογενούς κατάλυσης: οξείδωση οξειδίου του θείου (IV) σε οξείδιο του θείου (VI) με οξυγόνο χρησιμοποιώντας τη μέθοδο επαφής για την παραγωγή θειικού οξέος (εδώ ο καταλύτης μπορεί να είναι οξείδιο του βαναδίου (V) με πρόσθετα).

Παραδείγματα καταλυτικών διεργασιών στη βιομηχανία και την τεχνολογία: σύνθεση αμμωνίας, σύνθεση νιτρικού και θειικού οξέος, πυρόλυση και αναμόρφωση λαδιού, μετακαύση προϊόντων ατελούς καύσης βενζίνης σε αυτοκίνητα κ.λπ.

Τα παραδείγματα καταλυτικών διεργασιών στη φύση είναι πολλά, αφού τα περισσότερα βιοχημικές αντιδράσεις- οι χημικές αντιδράσεις που συμβαίνουν σε ζωντανούς οργανισμούς ταξινομούνται ως καταλυτικές αντιδράσεις. Οι καταλύτες για τέτοιες αντιδράσεις είναι πρωτεϊνικές ουσίες που ονομάζονται ένζυμα. Υπάρχουν περίπου 30 χιλιάδες ένζυμα στο ανθρώπινο σώμα, καθένα από τα οποία καταλύει τη διέλευση μόνο μιας διαδικασίας ή ενός τύπου διαδικασίας (για παράδειγμα, η πτυαλίνη του σάλιου καταλύει τη μετατροπή του αμύλου σε ζάχαρη).

Χημική ισορροπία. Αναστρέψιμες και μη αναστρέψιμες χημικές αντιδράσεις. Κατάσταση χημικής ισορροπίας. Σταθερά χημικής ισορροπίας. Παράγοντες που καθορίζουν την τιμή της σταθεράς ισορροπίας: η φύση των αντιδρώντων και η θερμοκρασία. Μετατόπιση στη χημική ισορροπία. Η επίδραση των μεταβολών στη συγκέντρωση, την πίεση και τη θερμοκρασία στη θέση της χημικής ισορροπίας.

1. Με. 109-115; 2. Με. 176-182; 3 . Με. 184-195, πίν. 207-209; 4. σελ.172-176, σελ. 187-188; 5. Με. 51-54; 8 . Με. 24-31.

Οι χημικές αντιδράσεις ως αποτέλεσμα των οποίων οι αρχικές ουσίες μετατρέπονται πλήρως σε προϊόντα αντίδρασης ονομάζονται μη αναστρεψιμο. Οι αντιδράσεις που συμβαίνουν ταυτόχρονα σε δύο αντίθετες κατευθύνσεις (εμπρός και αντίστροφη) ονομάζονταιαναστρεπτός.

Στις αναστρέψιμες αντιδράσεις, η κατάσταση του συστήματος στην οποία οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων είναι ίσοι () ονομάζεται κατάσταση χημικής ισορροπίας. Η χημική ισορροπία είναι δυναμικός, δηλαδή η ίδρυσή του δεν σημαίνει παύση της αντίδρασης. Στη γενική περίπτωση, για οποιαδήποτε αναστρέψιμη αντίδραση aA + bB ↔ dD + eE, ανεξάρτητα από τον μηχανισμό της, ισχύει η ακόλουθη σχέση:

Σε καθιερωμένη ισορροπία, το γινόμενο των συγκεντρώσεων των προϊόντων αντίδρασης διαιρούμενο με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αρχικών ουσιών για μια δεδομένη αντίδραση σε μια δεδομένη θερμοκρασία είναι μια σταθερή τιμή που ονομάζεται σταθερά ισορροπίας(ΠΡΟΣ ΤΗΝ).

Η τιμή της σταθεράς ισορροπίας εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων και τη θερμοκρασία, αλλά δεν εξαρτάται από τις συγκεντρώσεις των συστατικών του μείγματος ισορροπίας.

Μια αλλαγή στις συνθήκες (θερμοκρασία, πίεση, συγκέντρωση) υπό τις οποίες το σύστημα βρίσκεται σε κατάσταση χημικής ισορροπίας () προκαλεί ανισορροπία. Ως αποτέλεσμα άνισων αλλαγών στους ρυθμούς των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων (), με την πάροδο του χρόνου, δημιουργείται μια νέα χημική ισορροπία () στο σύστημα, που αντιστοιχεί σε νέες συνθήκες. Η μετάβαση από μια κατάσταση ισορροπίας σε μια άλλη ονομάζεται μετατόπιση ή μετατόπιση της θέσης ισορροπίας.

Αν, κατά τη μετάβαση από τη μια κατάσταση ισορροπίας στην άλλη, αυξηθούν οι συγκεντρώσεις των ουσιών που αναγράφονται στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης αντίδρασης, λένε ότι η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά. Εάν, κατά τη μετάβαση από τη μια κατάσταση ισορροπίας στην άλλη, οι συγκεντρώσεις των ουσιών που αναγράφονται στην αριστερή πλευρά της εξίσωσης της αντίδρασης αυξηθούν, λένε ότι η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα αριστερά.

Καθορίζεται η κατεύθυνση της μετατόπισης της χημικής ισορροπίας ως αποτέλεσμα των αλλαγών στις εξωτερικές συνθήκες Η αρχή του Le Chatelier: Εάν ασκηθεί εξωτερική επιρροή σε ένα σύστημα σε κατάσταση χημικής ισορροπίας, τότε θα ευνοήσει την εμφάνιση οποιασδήποτε από τις δύο αντίθετες διεργασίες εξασθενίσει αυτήν την επίδραση.

Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier,

Μια αύξηση στη συγκέντρωση του συστατικού που γράφεται στην αριστερή πλευρά της εξίσωσης οδηγεί σε μια μετατόπιση της ισορροπίας προς τα δεξιά. μια αύξηση στη συγκέντρωση του συστατικού που γράφεται στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης οδηγεί σε μετατόπιση της ισορροπίας προς τα αριστερά.

Όταν η θερμοκρασία αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την ενδόθερμη αντίδραση και όταν η θερμοκρασία μειώνεται, προς την εξώθερμη αντίδραση.

Καθώς η πίεση αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς μια αντίδραση που μειώνει τον αριθμό των μορίων αερίων ουσιών στο σύστημα και καθώς η πίεση μειώνεται, προς μια αντίδραση που αυξάνει τον αριθμό των μορίων των αερίων ουσιών.

Φωτοχημικές και αλυσιδωτές αντιδράσεις. Χαρακτηριστικά της πορείας των φωτοχημικών αντιδράσεων. Φωτοχημικές αντιδράσεις και ζωντανή φύση. Μη διακλαδισμένες και διακλαδισμένες χημικές αντιδράσεις (χρησιμοποιώντας το παράδειγμα των αντιδράσεων σχηματισμού υδροχλωρίου και νερού από απλές ουσίες). Προϋποθέσεις για την έναρξη και τον τερματισμό των αλυσίδων.

2. Με. 173-176; 3. Με. 224-226; 4. 193-196; 6. Με. 207-210; 8. Με. 49-50.

Φωτοχημικές αντιδράσεις - Πρόκειται για αντιδράσεις που λαμβάνουν χώρα υπό την επίδραση του φωτός.Μια φωτοχημική αντίδραση συμβαίνει εάν το αντιδραστήριο απορροφά κβάντα ακτινοβολίας που χαρακτηρίζονται από μια ενέργεια αρκετά συγκεκριμένη για μια δεδομένη αντίδραση.

Στην περίπτωση κάποιων φωτοχημικών αντιδράσεων, απορροφώντας ενέργεια, τα μόρια του αντιδραστηρίου περνούν σε διεγερμένη κατάσταση, δηλ. γίνετε ενεργοί.

Σε άλλες περιπτώσεις, μια φωτοχημική αντίδραση συμβαίνει εάν απορροφηθούν κβάντα τόσο υψηλής ενέργειας που οι χημικοί δεσμοί σπάσουν και τα μόρια διασπαστούν σε άτομα ή ομάδες ατόμων.

Όσο μεγαλύτερη είναι η ένταση της ακτινοβολίας, τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα της φωτοχημικής αντίδρασης.

Ένα παράδειγμα φωτοχημικής αντίδρασης στη ζωντανή φύση: φωτοσύνθεση, δηλ. ο σχηματισμός οργανικών κυτταρικών ουσιών από τους οργανισμούς λόγω της φωτεινής ενέργειας. Στους περισσότερους οργανισμούς, η φωτοσύνθεση λαμβάνει χώρα με τη συμμετοχή της χλωροφύλλης. Στην περίπτωση των ανώτερων φυτών, η φωτοσύνθεση συνοψίζεται από την εξίσωση:

CO 2 + H 2 O οργανική ύλη + O 2

Η λειτουργία της όρασης βασίζεται επίσης σε φωτοχημικές διεργασίες.

Αλυσιδωτή αντίδραση - αντίδραση, η οποία είναι μια αλυσίδα στοιχειωδών πράξεων αλληλεπίδρασης, και η δυνατότητα κάθε πράξης αλληλεπίδρασης εξαρτάται από την επιτυχία της προηγούμενης πράξης.

Στάδιααλυσιδωτή αντίδραση:

Η γέννηση μιας αλυσίδας

Ανάπτυξη αλυσίδας,

Διακοπή κυκλώματος.

Η έναρξη μιας αλυσίδας συμβαίνει όταν, λόγω μιας εξωτερικής πηγής ενέργειας (κβάντα ηλεκτρομαγνητικής ακτινοβολίας, θέρμανση, ηλεκτρική εκκένωση), σχηματίζονται ενεργά σωματίδια με ασύζευκτα ηλεκτρόνια (άτομα, ελεύθερες ρίζες).

Κατά την ανάπτυξη της αλυσίδας, οι ρίζες αλληλεπιδρούν με τα αρχικά μόρια και νέες ρίζες σχηματίζονται σε κάθε πράξη αλληλεπίδρασης.

Ο τερματισμός της αλυσίδας συμβαίνει όταν δύο ρίζες συγκρούονται και μεταφέρουν την ενέργεια που απελευθερώνεται στη διαδικασία σε ένα τρίτο σώμα (ένα μόριο ανθεκτικό στη διάσπαση ή το τοίχωμα ενός αγγείου). Η αλυσίδα μπορεί επίσης να τερματιστεί εάν σχηματιστεί μια ρίζα χαμηλής ενεργότητας.

Δύο είδηαλυσιδωτές αντιδράσεις: μη διακλαδισμένες και διακλαδισμένες.

ΣΕ αδιακλαδισμένοςΣτις αντιδράσεις στο στάδιο της αλυσιδωτής ανάπτυξης, μια νέα ρίζα σχηματίζεται από μια ρίζα που αντιδρά.

ΣΕ κλαδωτόςΣε αντιδράσεις στο στάδιο της ανάπτυξης της αλυσίδας, περισσότερες από μία νέες ρίζες σχηματίζονται από μία αντιδρώσα ρίζα.

6. Παράγοντες που καθορίζουν την κατεύθυνση μιας χημικής αντίδρασης.Στοιχεία χημικής θερμοδυναμικής. Έννοιες: φάση, σύστημα, περιβάλλον, μακρο- και μικροκαταστάσεις. Βασικά θερμοδυναμικά χαρακτηριστικά. Εσωτερική ενέργεια του συστήματος και μεταβολή της κατά τους χημικούς μετασχηματισμούς. Ενθαλπία. Η σχέση μεταξύ ενθαλπίας και εσωτερικής ενέργειας ενός συστήματος. Τυπική ενθαλπία μιας ουσίας. Αλλαγές στην ενθαλπία στα συστήματα κατά τη διάρκεια χημικών μετασχηματισμών. Θερμική επίδραση (ενθαλπία) μιας χημικής αντίδρασης. Εξω- και ενδόθερμες διεργασίες.

1. Με. 89-97; 2. Με. 158-163, πίν. 187-194; 3. Με. 162-170; 4. Με. 156-165; 5. Με. 39-41; 6. Με. 174-185; 8. Με. 32-37.

Θερμοδυναμικήμελετά τα πρότυπα ανταλλαγής ενέργειας μεταξύ του συστήματος και του εξωτερικού περιβάλλοντος, τη δυνατότητα, την κατεύθυνση και τα όρια της αυθόρμητης εμφάνισης χημικών διεργασιών.

Θερμοδυναμικό σύστημα(ή απλά Σύστημα) – ένα σώμα ή μια ομάδα αλληλεπιδρώντων σωμάτων που προσδιορίζονται νοητικά στο διάστημα. Ο υπόλοιπος χώρος έξω από το σύστημα ονομάζεται περιβάλλον(ή απλά περιβάλλον). Το σύστημα χωρίζεται από το περιβάλλον με μια πραγματική ή φανταστική επιφάνεια .

Ομοιογενές σύστημααποτελείται από μία φάση, ετερογενές σύστημα– δύο ή περισσότερων φάσεων.

ΦάσηΕΝΑ –Αυτό είναι ένα μέρος του συστήματος, ομοιογενές σε όλα του τα σημεία σε χημική σύνθεση και ιδιότητες και χωρίζεται από άλλες φάσεις του συστήματος με μια διεπαφή.

κατάστασηένα σύστημα χαρακτηρίζεται από το σύνολο των φυσικών και χημικών ιδιοτήτων του. Μακροκράτοςκαθορίζεται από τις μέσες παραμέτρους ολόκληρου του συνόλου των σωματιδίων στο σύστημα, και μικροκατάσταση- παραμέτρους κάθε μεμονωμένου σωματιδίου.

Οι ανεξάρτητες μεταβλητές που καθορίζουν τη μακροκατάσταση του συστήματος ονομάζονται θερμοδυναμικές μεταβλητές,ή παραμέτρους κατάστασης. Η θερμοκρασία επιλέγεται συνήθως ως παράμετροι κατάστασης Τ, πίεση R, Ενταση ΗΧΟΥ V, χημική ποσότητα n, συγκέντρωση Μεκαι τα λοιπά.

Ένα φυσικό μέγεθος του οποίου η τιμή εξαρτάται μόνο από τις παραμέτρους της κατάστασης και δεν εξαρτάται από τη διαδρομή μετάβασης σε μια δεδομένη κατάσταση ονομάζεται κρατική λειτουργία. Οι λειτουργίες του κράτους είναι ειδικότερα:

U- εσωτερική ενέργεια;

Ν- ενθαλπία;

μικρό- εντροπία

σολ- Ενέργεια Gibbs (ή ελεύθερη ενέργεια, ή ισοβαρικό-ισόθερμο δυναμικό).

Εσωτερική ενέργεια του συστήματος U – Αυτή είναι η συνολική του ενέργεια, που αποτελείται από την κινητική και δυναμική ενέργεια όλων των σωματιδίων του συστήματος (μόρια, άτομα, πυρήνες, ηλεκτρόνια) χωρίς να λαμβάνεται υπόψη η κινητική και δυναμική ενέργεια του συστήματος στο σύνολό του.Δεδομένου ότι είναι αδύνατο να ληφθούν πλήρως υπόψη όλα αυτά τα στοιχεία, κατά τη μελέτη της θερμοδυναμικής λαμβάνεται υπόψη το σύστημα αλλαγήη εσωτερική του ενέργεια κατά τη μετάβαση από μια κατάσταση ( U 1) σε άλλον ( U 2):

U 1 U 2 DU = U 2 - U 1

Η μεταβολή της εσωτερικής ενέργειας του συστήματος μπορεί να προσδιοριστεί πειραματικά.

Το σύστημα μπορεί να ανταλλάξει ενέργεια (θερμότητα Q) με το περιβάλλον και να κάνουμε δουλειά ΕΝΑ, ή, αντίθετα, μπορεί να γίνει εργασία στο σύστημα. Σύμφωνα με πρώτος νόμος της θερμοδυναμικής, που είναι συνέπεια του νόμου της διατήρησης της ενέργειας, η θερμότητα που λαμβάνεται από το σύστημα μπορεί να χρησιμοποιηθεί μόνο για την αύξηση της εσωτερικής ενέργειας του συστήματος και για την εκτέλεση εργασιών από το σύστημα:

Στο μέλλον, θα εξετάσουμε τις ιδιότητες τέτοιων συστημάτων που δεν επηρεάζονται από άλλες δυνάμεις εκτός από τις εξωτερικές δυνάμεις πίεσης.

Εάν η διαδικασία στο σύστημα λαμβάνει χώρα σε σταθερό όγκο (δηλαδή, δεν υπάρχει εργασία ενάντια στις εξωτερικές δυνάμεις πίεσης), τότε Α = 0. Τότε θερμική επίδρασηδιαδικασία που συμβαίνει σε σταθερό όγκο, Q v ισούται με τη μεταβολή της εσωτερικής ενέργειας του συστήματος:

Q v = ΔU

Οι περισσότερες χημικές αντιδράσεις που συναντώνται στην καθημερινή ζωή συμβαίνουν υπό σταθερή πίεση ( ισοβαρικές διεργασίες). Εάν στο σύστημα δεν ασκούνται άλλες δυνάμεις εκτός από σταθερή εξωτερική πίεση, τότε:

Α = ρ(V2-V1) = pDV

Επομένως, στην περίπτωσή μας ( R= const):

Q р = U 2 – U 1 + p(V 2 - V 1), από όπου

Q p = (U 2 + pV 2) - (U 1 + pV 1)

Λειτουργία U+pV, που ονομάζεται ενθαλπία; ορίζεται από την επιστολή Ν . Η ενθαλπία είναι συνάρτηση της κατάστασης και έχει τη διάσταση της ενέργειας (J).

Q p = H 2 - H 1 = DH

Θερμική επίδραση της αντίδρασης σε σταθερή πίεσηκαι θερμοκρασία Το T ισούται με τη μεταβολή της ενθαλπίας του συστήματος κατά τη διάρκεια της αντίδρασης.Εξαρτάται από τη φύση των αντιδραστηρίων και των προϊόντων, τη φυσική τους κατάσταση, τις συνθήκες ( T,r) την αντίδραση, καθώς και την ποσότητα των ουσιών που εμπλέκονται στην αντίδραση.

Ενθαλπία αντίδρασηςκαλούμε τη μεταβολή της ενθαλπίας ενός συστήματος στο οποίο τα αντιδρώντα αλληλεπιδρούν σε ποσότητες ίσες με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές της εξίσωσης αντίδρασης.

Η ενθαλπία της αντίδρασης ονομάζεται πρότυπο, εάν τα αντιδρώντα και τα προϊόντα αντίδρασης βρίσκονται σε πρότυπες καταστάσεις.

Οι τυπικές καταστάσεις είναι:

Για ένα στερεό - μια μεμονωμένη κρυσταλλική ουσία στα 101,32 kPa,

Για μια υγρή ουσία - μια μεμονωμένη υγρή ουσία στα 101,32 kPa,

Για μια αέρια ουσία - αέριο σε μερική πίεση 101,32 kPa,

Για μια διαλυμένη ουσία, μια ουσία σε διάλυμα με μοριακότητα 1 mol/kg, και το διάλυμα θεωρείται ότι έχει τις ιδιότητες ενός απείρως αραιού διαλύματος.

Η τυπική ενθαλπία της αντίδρασης σχηματισμού 1 mol μιας δεδομένης ουσίας από απλές ουσίες ονομάζεται τυπική ενθαλπία σχηματισμούαυτής της ουσίας.

Παράδειγμα καταχώρισης: D f H o 298(CO 2) = -393,5 kJ/mol.

Η τυπική ενθαλπία σχηματισμού μιας απλής ουσίας που βρίσκεται στην πιο σταθερή (για δεδομένες p και T) κατάσταση συσσωμάτωσης λαμβάνεται ίση με 0.Εάν ένα στοιχείο σχηματίζει πολλές αλλοτροπικές τροποποιήσεις, τότε μόνο το πιο σταθερό έχει μηδενική τυπική ενθαλπία σχηματισμού (για δεδομένο RΚαι Τ) τροποποίηση.

Τυπικά οι θερμοδυναμικές ποσότητες προσδιορίζονται στο τυπικές συνθήκες:

R= 101,32 kPa και Τ= 298 K (25 o C).

Οι χημικές εξισώσεις που καθορίζουν τις μεταβολές της ενθαλπίας (θερμικές επιδράσεις των αντιδράσεων) ονομάζονται θερμοχημικές εξισώσεις.Στη βιβλιογραφία μπορείτε να βρείτε δύο μορφές γραφής θερμοχημικών εξισώσεων.

Θερμοδυναμική μορφή γραφής της θερμοχημικής εξίσωσης:

C (γραφίτης) + O 2 (g) ® CO 2 (g); DH o 298= -393,5 kJ

Θερμοχημική μορφή γραφής της θερμοχημικής εξίσωσης της ίδιας διαδικασίας:

C (γραφίτης) + O 2 (g) ® CO 2 (g) + 393,5 kJ.

Στη θερμοδυναμική, οι θερμικές επιδράσεις των διεργασιών εξετάζονται από τη σκοπιά του συστήματος, επομένως, εάν το σύστημα απελευθερώνει θερμότητα, τότε Q<0, а энтальпия системы уменьшается (ΔH< 0).

Στην κλασική θερμοχημεία, οι θερμικές επιδράσεις εξετάζονται από περιβαλλοντική άποψη, επομένως, εάν ένα σύστημα απελευθερώνει θερμότητα, τότε θεωρείται ότι Q>0.

Εξώθερμο είναι μια διαδικασία που συμβαίνει με την απελευθέρωση θερμότητας (ΔΗ<0).

Ενδόθερμος είναι μια διαδικασία που συμβαίνει με απορρόφηση θερμότητας (ΔH>0).

Ο βασικός νόμος της θερμοχημείας είναι Ο νόμος του Hess: η θερμική επίδραση της αντίδρασης καθορίζεται μόνο από τις αρχικές και τελικές καταστάσεις του συστήματος και δεν εξαρτάται από τη διαδρομή μετάβασης του συστήματος από τη μια κατάσταση στην άλλη.

Απόρροια του νόμου του Hess : το τυπικό θερμικό αποτέλεσμα μιας αντίδρασης είναι ίσο με το άθροισμα των τυπικών θερμοτήτων σχηματισμού προϊόντων αντίδρασης μείον το άθροισμα των τυπικών θερμοτήτων σχηματισμού των αρχικών ουσιών, λαμβάνοντας υπόψη τους στοιχειομετρικούς συντελεστές:

DН περίπου 298 (r-tions) = åD f Н περίπου 298 (συνέχεια) – åD f Н περίπου 298 (πρωτότυπο)

7. Η έννοια της εντροπίας.Αλλαγές στην εντροπία κατά τη διάρκεια μετασχηματισμών φάσης και χημικών διεργασιών. Η έννοια του ισοβαρικού-ισοθερμικού δυναμικού ενός συστήματος (ενέργεια Gibbs, ελεύθερη ενέργεια). Η σχέση μεταξύ του μεγέθους της μεταβολής της ενέργειας Gibbs και του μεγέθους της μεταβολής της ενθαλπίας και της εντροπίας της αντίδρασης (βασική θερμοδυναμική σχέση). Θερμοδυναμική ανάλυση της δυνατότητας και των συνθηκών χημικών αντιδράσεων. Χαρακτηριστικά της ροής των χημικών διεργασιών σε ζωντανούς οργανισμούς.

1. Με. 97-102; 2. Με. 189-196; 3. Με. 170-183; 4. Με. 165-171; 5. Με. 42-44; 6. Με. 186-197; 8. Με. 37-46.

Εντροπία S- Αυτή είναι μια ποσότητα ανάλογη με τον λογάριθμο του αριθμού των εξίσου πιθανών μικροκαταστάσεων μέσω των οποίων μπορεί να πραγματοποιηθεί μια δεδομένη μακροκατάσταση:

Η μονάδα εντροπίας είναι J/mol·K.

Η εντροπία είναι ένα ποσοτικό μέτρο του βαθμού αταξίας ενός συστήματος.

Η εντροπία αυξάνεται κατά τη μετάβαση μιας ουσίας από κρυσταλλική κατάσταση σε υγρή και από υγρή σε αέρια κατάσταση, κατά τη διάλυση κρυστάλλων, κατά τη διαστολή των αερίων, κατά τη διάρκεια χημικών αλληλεπιδράσεων που οδηγούν σε αύξηση του αριθμού των σωματιδίων και ειδικά σωματίδια σε αέρια κατάσταση. Αντίθετα, όλες οι διεργασίες με αποτέλεσμα να αυξάνεται η τάξη του συστήματος (συμπύκνωση, πολυμερισμός, συμπίεση, μείωση του αριθμού των σωματιδίων) συνοδεύονται από μείωση της εντροπίας.

Υπάρχουν μέθοδοι για τον υπολογισμό της απόλυτης τιμής της εντροπίας μιας ουσίας, επομένως οι πίνακες θερμοδυναμικών χαρακτηριστικών μεμονωμένων ουσιών παρέχουν δεδομένα για S 0, και όχι για το Δ S 0.

Η τυπική εντροπία μιας απλής ουσίας, σε αντίθεση με την ενθαλπία σχηματισμού μιας απλής ουσίας, δεν είναι μηδέν.

Για την εντροπία, μια δήλωση παρόμοια με αυτή που συζητήθηκε παραπάνω για DH: η μεταβολή της εντροπίας ενός συστήματος ως αποτέλεσμα μιας χημικής αντίδρασης (DS) είναι ίση με το άθροισμα των εντροπιών των προϊόντων αντίδρασης μείον το άθροισμα των εντροπιών των αρχικών ουσιών.Όπως και με τον υπολογισμό της ενθαλπίας, η άθροιση πραγματοποιείται λαμβάνοντας υπόψη τους στοιχειομετρικούς συντελεστές.

Η κατεύθυνση στην οποία μια χημική αντίδραση συμβαίνει αυθόρμητα καθορίζεται από τη συνδυασμένη δράση δύο παραγόντων: 1) η τάση του συστήματος να μεταβαίνει σε κατάσταση με τη χαμηλότερη εσωτερική ενέργεια (στην περίπτωση των ισοβαρών διεργασιών-με τη χαμηλότερη ενθαλπία). 2) μια τάση να επιτευχθεί η πιο πιθανή κατάσταση, δηλαδή μια κατάσταση που μπορεί να πραγματοποιηθεί με τον μεγαλύτερο αριθμό εξίσου πιθανών τρόπων (μικροκαταστάσεις):

Δ H → min,Δ S → μέγ

Η συνάρτηση κατάστασης, η οποία αντικατοπτρίζει ταυτόχρονα την επίδραση και των δύο προαναφερθέντων τάσεων στην κατεύθυνση της ροής των χημικών διεργασιών, είναι Ενέργεια Gibbs (ελεύθερη ενέργεια , ή ισοβαρικό-ισόθερμο δυναμικό) , που σχετίζονται με την ενθαλπία και την εντροπία από τη σχέση

G = H - TS,

Οπου Τ- απόλυτη θερμοκρασία.

Όπως φαίνεται, η ενέργεια Gibbs έχει την ίδια διάσταση με την ενθαλπία και επομένως συνήθως εκφράζεται σε J ή kJ.

Για ισοβαρικές-ισόθερμες διεργασίες, (δηλαδή διεργασίες που συμβαίνουν σε σταθερή θερμοκρασία και πίεση), η μεταβολή της ενέργειας Gibbs είναι ίση με:

Όπως και στην περίπτωση Δ Hκαι Δ S, Αλλαγή ενέργειας Gibbsρε G ως αποτέλεσμα μιας χημικής αντίδρασης(Ενέργεια αντίδρασης Gibbs) ίσο με το άθροισμα των ενεργειών Gibbs του σχηματισμού προϊόντων αντίδρασης μείον το άθροισμα των ενεργειών Gibbs του σχηματισμού των αρχικών ουσιών.η άθροιση γίνεται λαμβάνοντας υπόψη τον αριθμό των mol των ουσιών που συμμετέχουν στην αντίδραση.

Η ενέργεια Gibbs του σχηματισμού μιας ουσίας αναφέρεται σε 1 mole αυτής της ουσίας και συνήθως εκφράζεται σε kJ/mol. ενώ ο Δ Το G 0 του σχηματισμού της πιο σταθερής τροποποίησης μιας απλής ουσίας λαμβάνεται ίσο με μηδέν.

Σε σταθερή θερμοκρασία και πίεση, οι χημικές αντιδράσεις μπορούν να εξελιχθούν αυθόρμητα μόνο προς μια κατεύθυνση στην οποία η ενέργεια Gibbs του συστήματος μειώνεται ( ρεσολ<0).Αυτό αποτελεί προϋπόθεση για τη θεμελιώδη δυνατότητα διεξαγωγής αυτής της διαδικασίας.

Ο παρακάτω πίνακας δείχνει τη δυνατότητα και τις συνθήκες για να συμβεί η αντίδραση με διάφορους συνδυασμούς σημείων D Νκαι Δ μικρό.

Με το σημάδι Δ σολμπορεί κανείς να κρίνει την πιθανότητα (αδύνατη) αυθόρμητοςροή άτομοεπεξεργάζομαι, διαδικασία. Εάν ασκήσετε πίεση στο σύστημα επίπτωση, τότε είναι δυνατό να πραγματοποιηθεί μια μετάβαση από τη μια ουσία στην άλλη, που χαρακτηρίζεται από αύξηση της ελεύθερης ενέργειας (D σολ>0). Για παράδειγμα, στα κύτταρα των ζωντανών οργανισμών συμβαίνουν αντιδράσεις για να σχηματιστούν σύνθετες οργανικές ενώσεις. Η κινητήρια δύναμη πίσω από τέτοιες διαδικασίες είναι η ηλιακή ακτινοβολία και οι αντιδράσεις οξείδωσης στο κύτταρο.

Θερμοδυναμική -η επιστήμη της μετατροπής μιας μορφής ενέργειας σε άλλη με βάση το νόμο της διατήρησης της ενέργειας. Η θερμοδυναμική καθορίζει την κατεύθυνση της αυθόρμητης ροής των χημικών αντιδράσεων υπό δεδομένες συνθήκες. Κατά τη διάρκεια χημικών αντιδράσεων, οι δεσμοί στις αρχικές ουσίες σπάνε και σχηματίζονται νέοι δεσμοί στα τελικά προϊόντα. Το άθροισμα των ενεργειών δέσμευσης μετά την αντίδραση δεν είναι ίσο με το άθροισμα των ενεργειών δέσμευσης πριν από την αντίδραση, δηλ. η εμφάνιση μιας χημικής αντίδρασης συνοδεύεται από απελευθέρωση ή απορρόφηση ενέργειας και οι μορφές της είναι διαφορετικές.

Η θερμοχημεία είναι ένας κλάδος της θερμοδυναμικής που είναι αφιερωμένος στη μελέτη των θερμικών επιδράσεων των αντιδράσεων. Το θερμικό αποτέλεσμα μιας αντίδρασης που μετράται σε σταθερή θερμοκρασία και πίεση ονομάζεται ενθαλπία της αντίδρασης και εκφράζονται σε joules (J) και kilojoules (kJ).

Για εξώθερμες αντιδράσεις, για ενδόθερμες αντιδράσεις -. Η ενθαλπία σχηματισμού 1 mol μιας δεδομένης ουσίας από απλές ουσίες, μετρούμενη σε θερμοκρασία 298 K (25 ° C) και πίεση 101,825 kPa (1 atm), ονομάζεται τυπική (kJ/mol). Οι ενθαλπίες απλών ουσιών θεωρούνται συμβατικά μηδενικές.

Οι θερμοχημικοί υπολογισμοί βασίζονται στο νόμο του Hess: t Η θερμική επίδραση μιας αντίδρασης εξαρτάται μόνο από τη φύση και τη φυσική κατάσταση των πρώτων υλών και των τελικών προϊόντων, αλλά δεν εξαρτάται από τη διαδρομή μετάβασης.Συχνά στους θερμοχημικούς υπολογισμούς χρησιμοποιείται ένα συμπέρασμα από το νόμο του Hess: θερμική επίδραση μιας χημικής αντίδρασης ίσο με το άθροισμα των θερμοτήτων σχηματισμού προϊόντα αντίδρασης μείον το άθροισμα των θερμοτήτων σχηματισμού των αρχικών ουσιών, λαμβάνοντας υπόψη τους συντελεστές μπροστά από τους τύπους αυτών των ουσιών στην εξίσωση αντίδρασης:

Οι θερμοχημικές εξισώσεις δείχνουν την ενθαλπία μιας χημικής αντίδρασης. Ταυτόχρονα, ο τύπος κάθε ουσίας δείχνει τη φυσική της κατάσταση: αέρια (g), υγρή (l), στερεή κρυσταλλική (c).

Στις θερμοχημικές εξισώσεις, τα θερμικά αποτελέσματα των αντιδράσεων δίνονται ανά 1 mole της αρχικής ή της τελικής ουσίας. Επομένως, εδώ επιτρέπονται κλασματικές πιθανότητες. Στις χημικές αντιδράσεις εκδηλώνεται ο διαλεκτικός νόμος της ενότητας και της πάλης των αντιθέτων. Από τη μια πλευρά, το σύστημα προσπαθεί για παραγγελία (συγκέντρωση) - μείωση Ν,και από την άλλη – στην αταξία (αποσύνθεση). Η πρώτη τάση αυξάνεται με τη μείωση της θερμοκρασίας και η δεύτερη - με την αύξηση της θερμοκρασίας. Η τάση προς τη διαταραχή χαρακτηρίζεται από μια ποσότητα που ονομάζεται εντροπία S[J/(mol. K)]. Είναι ένα μέτρο της αταξίας του συστήματος. Η εντροπία είναι ανάλογη με την ποσότητα της ύλης και αυξάνεται με την αυξανόμενη κίνηση των σωματιδίων κατά τη θέρμανση, την εξάτμιση, την τήξη, τη διαστολή αερίου, την αποδυνάμωση ή το σπάσιμο των δεσμών μεταξύ των ατόμων κ.λπ. Διαδικασίες που σχετίζονται με την τάξη του συστήματος: συμπύκνωση, κρυστάλλωση, συμπίεση, ενίσχυση δεσμών, πολυμερισμός κ.λπ. – οδηγούν σε μείωση της εντροπίας. Η εντροπία είναι συνάρτηση κατάστασης, δηλ.

Η γενική κινητήρια δύναμη της διαδικασίας αποτελείται από δύο δυνάμεις: την επιθυμία για τάξη και την επιθυμία για αταξία. Με p = const και T = const, η συνολική κινητήρια δύναμη της διαδικασίας μπορεί να αναπαρασταθεί ως εξής:

Η ενέργεια Gibbs, ή ισοβαρικό-ισοθερμικό δυναμικό, υπακούει επίσης σε μια συνέπεια του νόμου του Hess:

Οι διαδικασίες προχωρούν αυθόρμητα προς την κατεύθυνση της μείωσης κάθε δυναμικού και, ειδικότερα, προς την κατεύθυνση της μείωσης . Σε κατάσταση ισορροπίας, η θερμοκρασία στην οποία αρχίζει η αντίδραση ισορροπίας είναι ίση με:

Πίνακας 5

Τυπικές ενθαλπίες σχηματισμού , εντροπία και σχηματισμός ενέργειας Gibbs ορισμένες ουσίες στους 298 K (25°C)

Ουσία	, kJ/mol	J/mol	, kJ/mol
CaO(k)	-635,5	39,7	-604,2
CaCO 3 (k)	-1207,0	88,7	-1127,7
Ca(OH) 2 (k)	-986,6	76,1	-896,8
H 2 O (l)	-285,8	70,1	-237,3
H2O (g)	-241,8	188,7	-228,6
Na 2 O (k)	-430,6	71,1	-376,6
NaOH (k)	-426,6	64,18	-377,0
H2S (g)	-21,0	205,7	-33,8
SO2 (g)	-296,9	248,1	-300,2
SO 3 (g)	-395,8	256,7	-371,2
C 6 H 12 O 6 (k)	-1273,0	-	-919,5
C 2 H 5 OH (l)	-277,6	160,7	-174,8
CO 2 (g)	-393,5	213,7	-394,4
Δόντι τροχού)	-110,5	197,5	-137,1
C 2 H 4 (g)	52,3	219,4	68,1
CH 4 (g)	-74,9	186,2	-50,8
Fe 2 O 3 (k)	-822,2	87,4	-740,3
FeO(k)	-264,8	60,8	-244,3
Fe 3 O 4 (k)	-1117,1	146,2	-1014,2
CS 2 (g)	115,3	65,1	237,8
P 2 O 5 (k)	-1492	114,5	-1348,8
NH 4 Cl (k)	-315,39	94,56	-343,64
HCl (g)	-92,3	186,8	-95,2
NH 3 (g)	-46,2	192,6	-16,7
N 2 O (g)	82,0	219,9	104,1
ΟΧΙ (g)	90,3	210,6	86,6
NO 2 (g)	33,5	240,2	51,5
N 2 O 4 (g)	9,6	303,8	98,4
CuO(k)	-162,0	42,6	-129,9
H2(g)		130,5
C (γραφίτης)		5,7
O2 (g)		205,0
N 2 (g)		181,5
Fe(k)		27,15
Cl 2 (g)		222,9
KNO 3 (k)	-429,71	132,93	-393,13
KNO 2 (k)	-370,28	117,15	-281,58
K 2 O (k)	-361,5	87,0	-193,3
ZnO(k)	-350,6	43,6	-320,7
Al 2 O 3 (k)	-1676,0	50,9	-1582,0
PCl 5 (g)	-369,45	362,9	-324,55
PCl 3 (g)	-277,0	311,7	-286,27
H 2 O 2 (l)	-187,36	105,86	-117,57

Ταχύτητα αντίδρασηςκαθορίζεται από τη φύση και τη συγκέντρωση των αντιδρώντων ουσιών και εξαρτάται από τη θερμοκρασία και τον καταλύτη.

Νόμος της μαζικής δράσης:Σε σταθερή θερμοκρασία, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ανάλογος με το γινόμενο της συγκέντρωσης των αντιδρώντων προς την ισχύ των στοιχειομετρικών τους συντελεστών.

Για την αντίδραση aA + bB = cC + dD, ο ρυθμός της άμεσης αντίδρασης είναι:

,

Ταχύτητα αντίστροφης αντίδρασης: όπου είναι οι συγκεντρώσεις των διαλυμένων ή αέριων ενώσεων, φίλη αλήτη;

a, b, c, d – στοιχειομετρικοί συντελεστές στην εξίσωση.

K είναι η σταθερά του ρυθμού.

Η έκφραση για τον ρυθμό αντίδρασης δεν περιλαμβάνει συγκεντρώσεις στερεών.

Η επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό αντίδρασης περιγράφεται από τον κανόνα του Van't Hoff: για κάθε 10 βαθμούς θέρμανσης, ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται κατά 2-4 φορές.

Ταχύτητα αντίδρασης σε θερμοκρασίες t 1 και t 2;

Συντελεστής θερμοκρασίας αντίδρασης.

Οι περισσότερες χημικές αντιδράσεις είναι αναστρέψιμες:

aA + bB cC + dD

ο λόγος των σταθερών ρυθμού είναι μια σταθερή ποσότητα που ονομάζεται σταθερά ισορροπίας

K p = const at T = const.

Η αρχή του Le-Chatelier:Εάν ένα σύστημα σε κατάσταση χημικής ισορροπίας υπόκειται σε οποιαδήποτε κρούση (αλλαγή θερμοκρασίας, πίεσης ή συγκέντρωσης), το σύστημα θα αντιδράσει με τέτοιο τρόπο ώστε να μειώσει την εφαρμοζόμενη κρούση:

α) όταν η θερμοκρασία στα συστήματα ισορροπίας αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την ενδόθερμη αντίδραση και όταν η θερμοκρασία μειώνεται, προς την εξώθερμη αντίδραση.

β) όταν η πίεση αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς μικρότερους όγκους και όταν η πίεση μειώνεται, προς μεγαλύτερους όγκους.

γ) όσο αυξάνεται η συγκέντρωση, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τη μείωσή της.

Παράδειγμα 1.Προσδιορίστε την τυπική μεταβολή ενθαλπίας της αντίδρασης:

Είναι αυτή η αντίδραση εξώθερμη ή ενδόθερμη;

Λύση:Η τυπική μεταβολή ενθαλπίας μιας χημικής αντίδρασης είναι ίση με το άθροισμα των τυπικών ενθαλπιών σχηματισμού των προϊόντων αντίδρασης μείον το άθροισμα των τυπικών ενθαλπιών σχηματισμού των αρχικών ουσιών

Σε κάθε άθροιση, ο αριθμός των γραμμομορίων ουσιών που συμμετέχουν στην αντίδραση θα πρέπει να λαμβάνεται υπόψη σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης. Οι τυπικές ενθαλπίες σχηματισμού απλών ουσιών είναι μηδενικές:

Σύμφωνα με τα στοιχεία του πίνακα:

Οι αντιδράσεις που συνοδεύονται από απελευθέρωση θερμότητας ονομάζονται εξώθερμες και αυτές που συνοδεύονται από απορρόφηση θερμότητας ονομάζονται ενδόθερμες. Σε σταθερή θερμοκρασία και πίεση, η μεταβολή της ενθαλπίας μιας χημικής αντίδρασης είναι ίση σε μέγεθος, αλλά αντίθετη σε πρόσημο από τη θερμική της επίδραση. Εφόσον η τυπική μεταβολή της ενθαλπίας για μια δεδομένη χημική αντίδραση είναι , συμπεραίνουμε ότι αυτή η αντίδραση είναι εξώθερμη.

Παράδειγμα 2.Η αντίδραση αναγωγής του Fe 2 O 3 με το υδρογόνο προχωρά σύμφωνα με την εξίσωση:

Fe 2 O 3 (K) + 3H 2 (G) = 2Fe (K) + 3H 2 O (G)

Είναι δυνατή αυτή η αντίδραση υπό τυπικές συνθήκες;

Λύση:Για να απαντήσετε σε αυτήν την ερώτηση του προβλήματος, πρέπει να υπολογίσετε την τυπική μεταβολή της ενέργειας Gibbs της αντίδρασης. Υπό τυπικές συνθήκες:

Η άθροιση πραγματοποιείται λαμβάνοντας υπόψη τον αριθμό των μοντέλων που εμπλέκονται στην αντίδραση των ουσιών· ο σχηματισμός της πιο σταθερής τροποποίησης μιας απλής ουσίας λαμβάνεται ίσος με μηδέν.

Λαμβάνοντας υπόψη τα παραπάνω

Σύμφωνα με τα στοιχεία του πίνακα:

Οι αυθόρμητες διεργασίες μειώνονται. Αν< 0, процесс принципиально осуществим, если >0, η διαδικασία δεν μπορεί να προχωρήσει αυθόρμητα.

Επομένως, αυτή η αντίδραση είναι αδύνατη υπό τυπικές συνθήκες.

Παράδειγμα 3.Γράψτε εκφράσεις για το νόμο της δράσης της μάζας για τις αντιδράσεις:

α) 2NO (G) + Cl 2 (G) = 2NOCl (G)

β) CaCO 3 (K) = CaO (K) + CO 2 (G)

Λύση:Σύμφωνα με το νόμο της δράσης της μάζας, ο ρυθμός αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων ουσιών σε δυνάμεις ίσες με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές:

α) V = k 2.

β) Εφόσον το ανθρακικό ασβέστιο είναι ένα στερεό του οποίου η συγκέντρωση δεν μεταβάλλεται κατά τη διάρκεια της αντίδρασης, η επιθυμητή έκφραση θα μοιάζει με:

V = k, δηλ. Σε αυτή την περίπτωση, ο ρυθμός αντίδρασης σε μια ορισμένη θερμοκρασία είναι σταθερός.

Παράδειγμα 4.Η ενδόθερμη αντίδραση της αποσύνθεσης του πενταχλωριούχου φωσφόρου προχωρά σύμφωνα με την εξίσωση:

PCl 5(G) = PCl 3(G) + Cl 2(G);

Πώς να αλλάξετε: α) θερμοκρασία; β) πίεση. γ) συγκέντρωση για να μετατοπιστεί η ισορροπία προς την άμεση αντίδραση - αποσύνθεση του PCl 5; Να γράψετε μια μαθηματική έκφραση για τους ρυθμούς των μπροστινών και αντίστροφων αντιδράσεων, καθώς και τη σταθερά ισορροπίας.

Λύση:Μια μετατόπιση ή μια μετατόπιση στη χημική ισορροπία είναι μια αλλαγή στις συγκεντρώσεις ισορροπίας των αντιδρώντων ως αποτέλεσμα μιας αλλαγής σε μία από τις συνθήκες αντίδρασης.

Μια μετατόπιση στη χημική ισορροπία υπόκειται στην αρχή του Le Chatelier, σύμφωνα με την οποία μια αλλαγή σε μία από τις συνθήκες υπό τις οποίες ένα σύστημα βρίσκεται σε ισορροπία προκαλεί μια μετατόπιση της ισορροπίας προς την κατεύθυνση της αντίδρασης που εξουδετερώνει την προκύπτουσα αλλαγή.

α) Εφόσον η αντίδραση αποσύνθεσης του PCl 5 είναι ενδόθερμη, για να μετατοπιστεί η ισορροπία προς την άμεση αντίδραση, η θερμοκρασία πρέπει να αυξηθεί.

β) Επειδή σε αυτό το σύστημα η αποσύνθεση του PCl 5 οδηγεί σε αύξηση του όγκου (δύο αέρια μόρια σχηματίζονται από ένα μόριο αερίου), τότε για να μετατοπιστεί η ισορροπία προς την άμεση αντίδραση είναι απαραίτητο να μειωθεί η πίεση.

γ) Μια μετατόπιση της ισορροπίας προς την υποδεικνυόμενη κατεύθυνση μπορεί να επιτευχθεί είτε αυξάνοντας τη συγκέντρωση του PCl 5 είτε με τη μείωση της συγκέντρωσης του PCl 3 ή του Cl 2 .

Σύμφωνα με το νόμο της δράσης μάζας, οι ρυθμοί των άμεσων (V 1) και της αντίστροφης (V 2) αντιδράσεων εκφράζονται με τις εξισώσεις:

V 2 = k

Η σταθερά ισορροπίας αυτής της αντίδρασης εκφράζεται με την εξίσωση:

Εργασίες δοκιμής:

81 - 100. α) Υπολογίστε την τυπική μεταβολή της ενθαλπίας της μπροστινής αντίδρασης και προσδιορίστε εάν η αντίδραση είναι εξώθερμη ή ενδόθερμη.

β) να προσδιορίσει τη μεταβολή της ενέργειας Gibbs της άμεσης αντίδρασης και να καταλήξει σε συμπέρασμα σχετικά με τη δυνατότητα εφαρμογής της υπό τυπικές συνθήκες.

γ) Να γράψετε μια μαθηματική έκφραση για τον ρυθμό των μπροστινών και αντίστροφων αντιδράσεων, καθώς και τη σταθερά ισορροπίας.

δ) πώς πρέπει να αλλάξουν οι συνθήκες για να μετατοπιστεί η ισορροπία της διαδικασίας προς τα δεξιά;

81. CH 4 (g) + CO 2 (g) = 2CO (g) + 2H 2 (g)

82. FeO (K) + CO (g) = Fe (K) + CO 2 (g)

83. C 2 H 4 (g) + O 2 (g) = CO 2 (g) + H 2 O (g)

84. N 2(g) + 3H 2(g) = 2NH 3(g)

85. H 2 O (g) + CO (g) = CO 2 (g) + H 2 (g)

86. 4HCl (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 2Cl 2 (g)

87. Fe 2 O 3 (K) + 3H 2 (g) = 2Fe (K) + 3H 2 O (g)

88. 2SO 2 (g) + O 2 (g) = 2SO 3 (g)

89. PCl 5(g) = PCl 3(g) + Cl 2(g)

90. CO 2 (g) + C (γραφίτης) = 2CO (g)

91. 2H 2 S (g) + 3O 2 (g) = 2SO 2 (g) + H 2 O (g)

92. Fe 2 O 3 (K) + CO (g) = 2FeO (K) + CO 2 (g)

93. 4NH 3 (g) + 5O 2 (g) = 4NO (g) + 6H 2 O (g)

94. NH 4 Cl (K) = NH 3 (g) + HCl (g)

95. CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)

96. CS 2(g) + 3O 2(g) = CO 2(g) + 2SO 2(g)

97. 4HCl (g) + O 2 (g) = 2Cl 2 (g) + 2H 2 O (g)

98. 2NO (g) + O 2 (g) = N 2 O 4 (g)

99. NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (K)

100. CS 2(g) + 3O 2(g) = 2Cl 2(g) + 2SO 2(g)

Θέμα 6: Λύσεις. Μέθοδοι έκφρασης της συγκέντρωσης των διαλυμάτων

Λύσειςείναι ομοιογενή συστήματα που αποτελούνται από διαλύτη, διαλυμένες ουσίες και πιθανά προϊόντα της αλληλεπίδρασής τους. Η συγκέντρωση ενός διαλύματος είναι η περιεκτικότητα μιας διαλυμένης ουσίας σε μια ορισμένη μάζα ή γνωστό όγκο ενός διαλύματος ή διαλύτη.

Τρόποι έκφρασης της συγκέντρωσης των διαλυμάτων:

Κλάσμα μάζας() δείχνει τον αριθμό των γραμμαρίων διαλυμένης ουσίας σε 100 g διαλύματος:

Οπου Τ– μάζα διαλυμένης ουσίας (g), Τ 1 – μάζα διαλύματος (g).

Μοριακή συγκέντρωσηδείχνει τον αριθμό των mol της διαλυμένης ουσίας που περιέχονται σε 1 λίτρο διαλύματος:

όπου M είναι η μοριακή μάζα της ουσίας (g/mol), V είναι ο όγκος του διαλύματος (l).

Συγκέντρωση Μολάλδείχνει τον αριθμό των mol της διαλυμένης ουσίας που περιέχονται σε 1000 g διαλύτη: n 101-120. Βρείτε το κλάσμα μάζας, τη μοριακή συγκέντρωση, τη μοριακή συγκέντρωση για τα ακόλουθα διαλύματα:

Επιλογή	Ουσία (x)	Μάζα ουσίας (x)	Όγκος νερού	Πυκνότητα διαλύματος
	CuSO4	320 γρ	10 l	1,019
	NaCl	0,6 γρ	50 ml	1,071
	H2SO4	2 γρ	100 ml	1,012
	Na2SO4	13 γρ	100 ml	1,111
	HNO3	12,6 γρ	100 ml	1,066
	HCl	3,6 κιλά	10 κιλά	1,098
	NaOH	8 γρ	200 γρ	1,043
	MgCl2	190 γρ	810 γρ	1,037
	ΚΟΗ	224 γρ	776 γρ	1,206
	CuCl2	13,5 γρ	800 ml	1,012
	HCl	10,8 γρ	200 γρ	1,149
	CuSO4	8 γρ	200 ml	1,040
	NaCl	6,1 γρ	600 ml	1,005
	Na2SO3	4,2 γρ	500 ml	1,082
	H2SO4	98 γρ	1000 ml	1,066
	ZnCl2	13,6 γρ	100 ml	1,052
	H3PO4	9,8 γρ	1000 ml	1,012
	Ba(OH)2	100 γρ	900 γρ	1,085
	H3PO4	29,4 γρ	600 ml	1,023
	NaOH	28 γρ	72 γρ	1,309

Διάλεξη 1 Χημική θερμοδυναμική. ΣΧΕΔΙΟ χημικής κινητικής και κατάλυσης 1. Βασικές έννοιες της θερμοδυναμικής. 2. Θερμοχημεία. 3. Χημική ισορροπία. 4. Ρυθμός χημικών αντιδράσεων. 5. Η επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό των αντιδράσεων. 6. Το φαινόμενο της κατάλυσης. Εκπόνηση: Ph.D., Αναπληρωτής Καθηγητής. Ivanets L.M., όπως. Kozachok S.S. Βοηθός Λέκτορας του Τμήματος Φαρμακευτικής Χημείας Kozachok Solomeya Stepanovna

Θερμοδυναμική - Η θερμοδυναμική είναι ένας κλάδος της φυσικής που μελετά τους αμοιβαίους μετασχηματισμούς διαφόρων τύπων ενέργειας που σχετίζονται με τη μετάβαση της ενέργειας με τη μορφή θερμότητας και εργασίας. Η μεγάλη πρακτική σημασία της θερμοδυναμικής είναι ότι επιτρέπει σε κάποιον να υπολογίσει τα θερμικά αποτελέσματα μιας αντίδρασης, να υποδείξει εκ των προτέρων τη δυνατότητα ή την αδυναμία διεξαγωγής μιας αντίδρασης, καθώς και τις συνθήκες για την εμφάνισή της.

Εσωτερική ενέργεια Η εσωτερική ενέργεια είναι η κινητική ενέργεια όλων των σωματιδίων του συστήματος (μόρια, άτομα, ηλεκτρόνια) και η δυναμική ενέργεια των αλληλεπιδράσεών τους, επιπλέον της κινητικής και δυναμικής ενέργειας του συστήματος στο σύνολό του. Η εσωτερική ενέργεια είναι συνάρτηση κατάστασης, δηλ. Η αλλαγή του καθορίζεται από τις δεδομένες αρχικές και τελικές καταστάσεις του συστήματος και δεν εξαρτάται από τη διαδρομή της διαδικασίας: U = U 2 – U 1

Ο πρώτος νόμος της θερμοδυναμικής Η ενέργεια δεν εξαφανίζεται χωρίς ίχνος και δεν προκύπτει από το τίποτα, αλλά περνά μόνο από τον ένα τύπο στον άλλο σε ισοδύναμες ποσότητες. Μια μηχανή αέναης κίνησης πρώτου είδους, δηλαδή μια μηχανή περιοδικής λειτουργίας που παράγει έργο χωρίς σπατάλη ενέργειας, είναι αδύνατη. Q = U + W Σε οποιοδήποτε απομονωμένο σύστημα, η συνολική παροχή ενέργειας παραμένει αμετάβλητη. Q = U + W

Η θερμική επίδραση μιας χημικής αντίδρασης σε σταθερά V ή p δεν εξαρτάται από την πορεία της αντίδρασης, αλλά καθορίζεται από τη φύση και την κατάσταση των πρώτων υλών και των προϊόντων αντίδρασης Νόμος του Hess H 1 H 2 H 3 H 4 Αρχικές ουσίες, αντίδραση προϊόντα H 1 = H 2 + H 3 + H 4 H 1 = H 2 + H 3 + H 4

Ο δεύτερος νόμος της θερμοδυναμικής, όπως και ο πρώτος, είναι αποτέλεσμα αιώνων ανθρώπινης εμπειρίας. Υπάρχουν διαφορετικές διατυπώσεις του δεύτερου νόμου, αλλά όλες καθορίζουν την κατεύθυνση των αυθόρμητων διεργασιών: 1. Η θερμότητα δεν μπορεί να μεταφερθεί αυθόρμητα από ένα ψυχρό σώμα σε ένα θερμό (αξίωμα του Clausius). 2. Μια διαδικασία της οποίας το μοναδικό αποτέλεσμα είναι η μετατροπή της θερμότητας σε έργο είναι αδύνατη (αξίωμα Thomson). 3. Είναι αδύνατο να κατασκευαστεί μια περιοδική μηχανή που ψύχει μόνο τη θερμική δεξαμενή και λειτουργεί (το πρώτο αξίωμα του Planck). 4. Οποιαδήποτε μορφή ενέργειας μπορεί να μετατραπεί πλήρως σε θερμότητα, αλλά η θερμότητα μετατρέπεται μόνο εν μέρει σε άλλους τύπους ενέργειας (δεύτερο αξίωμα του Planck).

Η εντροπία είναι μια θερμοδυναμική συνάρτηση κατάστασης, επομένως η αλλαγή της δεν εξαρτάται από την πορεία της διαδικασίας, αλλά καθορίζεται μόνο από τις αρχικές και τελικές καταστάσεις του συστήματος. τότε S 2 - S 1 = ΔS = S 2 - S 1 = ΔS = Η φυσική έννοια της εντροπίας είναι η ποσότητα της δεσμευμένης ενέργειας, η οποία σχετίζεται με έναν βαθμό: σε απομονωμένα συστήματα, προσδιορίζεται η κατεύθυνση της ροής των αυθόρμητων διεργασιών από την αλλαγή της εντροπίας.

Χαρακτηριστικές συναρτήσεις U – συνάρτηση της ισοχωρικής-ισεντροπικής διεργασίας: dU = TdS – pdV. Για αυθαίρετη διεργασία: U 0 Н – συνάρτηση ισοβαρικής-ισεντροπικής διεργασίας: dН = TdS + Vdp Για αυθαίρετη διεργασία: Н 0 S – συνάρτηση απομονωμένου συστήματος Για αυθαίρετη διαδικασία: S 0 Για αυθαίρετη διεργασία: S 0 F – συνάρτηση ισοχωρικής-ισόθερμης διεργασίας dF = dU – TdS. Για αυθαίρετη διεργασία: F 0 G – συνάρτηση ισοβαρικής-ισόθερμης διεργασίας: dG = dH- TdS Για αυθαίρετη διεργασία: G 0

Ταξινόμηση των χημικών αντιδράσεων ανάλογα με τον αριθμό των σταδίων Οι απλές προχωρούν σε μια στοιχειώδη χημική πράξη Οι σύνθετες προχωρούν σε πολλά στάδια Αντίστροφη αντίδραση A B Αντίστροφη αντίδραση: A B Παράλληλη: B A C Διαδοχική: ABC Σύζευξη: A D Σύζευξη: A D C B E B E

Η επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό των αντιδράσεων Η επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό των ενζυματικών αντιδράσεων t t

Σύγκριση Van't Hoff: Υπολογισμός της διάρκειας ζωής των φαρμάκων με τη μέθοδο Van't Hoff "επιταχυνόμενης γήρανσης": σε t 2 t 1 Συντελεστής ρυθμού θερμοκρασίας: