Термодинамика и кинетика на хемиски реакции. В.А. Демидов, наставник по хемија во средното училиште Синегорск (село Синегорје, област Нагорски, регион Киров) Основи на хемиска термодинамика и кинетика

1. Брзина на хемиски реакции. Дефиниција на концептот. Фактори кои влијаат на брзината на хемиската реакција: концентрација на реагенс, притисок, температура, присуство на катализатор. Законот за масовно дејство (LMA) како основен закон на хемиската кинетика. Константна стапка, нејзиното физичко значење. Влијанието на природата на реактантите, температурата и присуството на катализатор врз константата на брзината на реакцијата.

Брзината на хомогена реакција е вредност нумерички еднаква на промената на моларната концентрација на кој било учесник во реакцијата по единица време.

Просечната брзина на реакција v avg во временскиот интервал од t 1 до t 2 се определува со релацијата:

Главните фактори кои влијаат на брзината на хомогена хемиска реакција:

- природата на супстанциите што реагираат;
- моларни концентрации на реагенси;
- притисок (ако во реакцијата се вклучени гасови);
- температура;
- присуство на катализатор.

Брзината на хетерогена реакција е вредност нумерички еднаква на промената на хемиската количина на кој било учесник во реакцијата по единица време по единица површина на интерфејсот: .

Според фазите, хемиските реакции се делат на едноставни (елементарни) и сложени. Повеќето хемиски реакции се сложени процеси кои се случуваат во неколку фази, т.е. кој се состои од неколку елементарни процеси.

За елементарните реакции, законот за дејство на маса е валиден: брзината на елементарната хемиска реакција е директно пропорционална на производот од концентрациите на реактантите во моќност еднаква на стехиометриските коефициенти во равенката на реакцијата.

За елементарната реакција aA + bB > ... брзината на реакцијата, според законот за дејство на масата, се изразува со релацијата:

каде што c(A) и c(B) се моларните концентрации на реактантите A и B; a и b се соодветните стехиометриски коефициенти; k е константа на брзината на оваа реакција.

За хетерогени реакции, равенката на законот за дејство на масата не ги вклучува концентрациите на сите реактанти, туку само гасовити или растворени. Значи, за реакцијата на согорување на јаглерод:

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

Равенката за брзина има форма: .

Физичкото значење на константата на брзината е дека таа е нумерички еднаква на брзината на хемиската реакција при концентрации на реактантите еднакви на 1 mol/dm 3.

Вредноста на константата на брзината за хомогена реакција зависи од природата на реактантите, температурата и катализаторот.

2. Влијанието на температурата врз брзината на хемиската реакција. Температурен коефициент на брзината на хемиската реакција. Активни молекули. Крива на дистрибуција на молекулите според нивната кинетичка енергија. Енергија за активирање. Односот на енергијата на активирање и енергијата на хемиската врска во оригиналните молекули. Преодна состојба, или активиран комплекс. Енергија на активирање и термички ефект на реакцијата (енергетски дијаграм). Зависност на температурниот коефициент на брзината на реакцијата од енергијата на активирање.

Како што се зголемува температурата, брзината на хемиската реакција обично се зголемува. Вредноста што покажува колку пати брзината на реакцијата се зголемува со зголемување на температурата за 10 степени (или, што е исто, за 10 K) се нарекува температурен коефициент на брзината на хемиската реакција (g):

каде се стапките на реакција на температурите T 2 и T 1, соодветно; r е температурен коефициент на брзината на реакцијата.

Зависноста на брзината на реакцијата од температурата е приближно одредена со емпириското правило на Ван'т Хоф: со секое зголемување на температурата од 10 степени, брзината на хемиската реакција се зголемува за 2 - 4 пати.

Попрецизен опис на зависноста на брзината на реакција од температурата е можен во рамките на теоријата за активирање на Арениус. Според оваа теорија, хемиска реакција може да се случи кога се судираат само активни честички. Активни честички се оние кои имаат одредена енергетска карактеристика за дадена реакција која е неопходна за надминување на одбивните сили што се јавуваат помеѓу електронските обвивки на честичките кои реагираат. Процентот на активни честички се зголемува со зголемување на температурата.

Активиран комплекс е средно нестабилна група формирана при судир на активни честички и е во состојба на редистрибуција на врски. Кога активираниот комплекс се распаѓа, се формираат реакциони производи.

Енергијата на активирање E a е еднаква на разликата помеѓу просечната енергија на честичките кои реагираат и енергијата на активираниот комплекс.

За повеќето хемиски реакции, енергијата на активирање е помала од енергијата на дисоцијација на најслабите врски во молекулите на супстанциите што реагираат.

Во теоријата на активирање, ефектот на температурата врз брзината на хемиската реакција е опишан со равенката Арениус за константата на брзината на хемиската реакција:

каде што А е константен фактор независен од температурата, определен од природата на супстанците кои реагираат; e е основа на природниот логаритам; Е а - енергија за активирање; R е константа на моларниот гас.

Како што следи од равенката Арениус, колку е помала енергијата на активирање, толку е поголема константата на брзината на реакцијата. Дури и мало намалување на енергијата на активирање (на пример, при додавање катализатор) доведува до забележително зголемување на брзината на реакцијата.

Според равенката Арениус, зголемувањето на температурата доведува до зголемување на константата на брзината на хемиската реакција. Колку е помала вредноста на E a, толку е позабележителен ефектот на температурата врз брзината на реакцијата и, според тоа, толку е поголем температурниот коефициент на брзината на реакцијата.

3. Влијанието на катализаторот врз брзината на хемиската реакција. Хомогена и хетерогена катализа. Елементи на теоријата на хомогена катализа. Теорија на меѓусоединенија. Елементи на теоријата на хетерогена катализа. Активни центри и нивната улога во хетерогена катализа. Концептот на адсорпција. Влијанието на катализаторот врз енергијата на активирање на хемиската реакција. Катализа во природата, индустријата, технологијата. Биохемиска катализа. Ензими.

Катализа е промена на брзината на хемиската реакција под влијание на супстанции, чија количина и природа по завршувањето на реакцијата остануваат исти како и пред реакцијата.

Катализатор е супстанца која ја менува брзината на хемиската реакција, но останува хемиски непроменета.

Позитивниот катализатор ја забрзува реакцијата; негативен катализатор, или инхибитор, ја успорува реакцијата.

Во повеќето случаи, ефектот на катализаторот се објаснува со фактот дека ја намалува енергијата на активирање на реакцијата. Секој од средните процеси кои вклучуваат катализатор се случува со помала енергија на активирање од некатализирана реакција.

При хомогена катализа, катализаторот и реактантите формираат една фаза (раствор). При хетерогена катализа, катализаторот (обично цврст) и реактантите се во различни фази.

За време на хомогена катализа, катализаторот формира средно соединение со реагенс, кој реагира со втор реагенс со голема брзина или брзо се распаѓа за да ослободи производ од реакцијата.

Пример за хомогена катализа: оксидација на сулфур(IV) оксид во сулфур(VI) оксид со кислород користејќи го азотен метод за производство на сулфурна киселина (тука катализаторот е азот(II) оксид, кој лесно реагира со кислород).

При хетерогена катализа, реакцијата се јавува на површината на катализаторот. Почетните фази се дифузија на честичките од реагенсот до катализаторот и нивната адсорпција (т.е. апсорпција) од површината на катализаторот. Молекулите на реактантот комуницираат со атоми или групи на атоми лоцирани на површината на катализаторот, формирајќи соединенија на средна површина. Прераспределбата на густината на електроните што се јавува во таквите меѓусоединенија доведува до формирање на нови супстанции кои се десорбираат, т.е. отстранети од површината.

Процесот на формирање на средноповршински соединенија се случува во активните центри на катализаторот.

Пример за хетерогена катализа е зголемувањето на брзината на оксидација на сулфур(IV) оксид до сулфур(VI) оксид со кислород во присуство на ванадиум(V) оксид.

Примери на каталитички процеси во индустријата и технологијата: синтеза на амонијак, синтеза на азотни и сулфурни киселини, пукање и реформирање на нафта, последователно согорување на производи од нецелосно согорување на бензин во автомобили итн.

Примери на каталитички процеси во природата се многубројни, бидејќи повеќето биохемиски реакции што се случуваат кај живите организми се класифицирани како каталитички реакции. Катализаторите за таквите реакции се протеинските супстанции наречени ензими. Во човечкото тело има околу 30.000 ензими, од кои секој катализира само еден вид процес (на пример, плунковниот пталин ја катализира само конверзијата на скроб во гликоза).

4. Хемиска рамнотежа. Реверзибилни и неповратни хемиски реакции. Состојба на хемиска рамнотежа. Константа на хемиска рамнотежа. Фактори кои ја одредуваат вредноста на константата на рамнотежа: природата на реактантите и температурата. Поместување на хемиската рамнотежа. Влијанието на промените во концентрацијата, притисокот и температурата врз положбата на хемиската рамнотежа.

Хемиските реакции, како резултат на кои почетните супстанции целосно се претвораат во реакциони производи, се нарекуваат неповратни. Реакциите што се случуваат истовремено во две спротивни насоки (напред и назад) се нарекуваат реверзибилни.

Во реверзибилните реакции, состојбата на системот во кој брзините на напредните и обратните реакции се еднакви () се нарекува состојба на хемиска рамнотежа. Хемиската рамнотежа е динамична, односно нејзиното воспоставување не значи прекин на реакцијата. Општо земено, за секоја реверзибилна реакција aA + bB - dD + eE, без оглед на нејзиниот механизам, важи следнава врска:

При воспоставена рамнотежа, производот од концентрациите на производите на реакцијата поделен со производот од концентрациите на почетните супстанции за дадена реакција на дадена температура е константна вредност наречена константа на рамнотежа (K).

Вредноста на константата на рамнотежа зависи од природата на реактантите и температурата, но не зависи од концентрациите на компонентите на рамнотежната смеса.

Промената на условите (температура, притисок, концентрација) под кои системот е во состојба на хемиска рамнотежа () предизвикува нерамнотежа. Како резултат на нееднакви промени во стапките на напредни и обратни реакции (), со текот на времето, во системот се воспоставува нова хемиска рамнотежа () што одговара на новите услови. Преминот од една во друга рамнотежна состојба се нарекува поместување, или поместување на рамнотежната положба.

Ако при преминот од една во друга рамнотежна состојба се зголемат концентрациите на супстанциите запишани на десната страна на равенката на реакцијата, се вели дека рамнотежата се поместува надесно. Ако при преминот од една во друга рамнотежна состојба се зголемат концентрациите на супстанции запишани на левата страна од равенката на реакцијата, се вели дека рамнотежата се поместува налево.

Насоката на поместувањето на хемиската рамнотежа како резултат на промените во надворешните услови се определува со принципот на Ле Шателје: Ако се изврши надворешно влијание врз систем во состојба на хемиска рамнотежа (промена на температурата, притисокот или концентрациите на супстанциите), тогаш ќе го фаворизира појавувањето на кој од двата спротивни процеси.го ослабува овој ефект.

Според принципот на Ле Шателје:

Зголемувањето на концентрацијата на компонентата напишана на левата страна од равенката доведува до поместување на рамнотежата надесно; зголемувањето на концентрацијата на компонентата напишана на десната страна од равенката доведува до поместување на рамнотежата налево;

Кога температурата се зголемува, рамнотежата се поместува кон ендотермичката реакција, а кога температурата се намалува, кон егзотермната реакција;

- Како што се зголемува притисокот, рамнотежата се поместува кон реакција која го намалува бројот на молекули на гасовити материи во системот, а како што се намалува притисокот, кон реакција која го зголемува бројот на молекули на гасовити материи.
5. Фотохемиски и верижни реакции. Карактеристики на текот на фотохемиските реакции. Фотохемиски реакции и жива природа. Неразгранети и разгранети хемиски реакции (користејќи го примерот на реакции на формирање на водород хлорид и вода од едноставни материи). Услови за започнување и прекинување на синџирите.

Фотохемиските реакции се реакции кои се случуваат под влијание на светлината. Фотохемиска реакција се јавува ако реагенсот апсорбира кванти на зрачење кои се карактеризираат со енергија сосема специфична за дадена реакција.

Во случај на некои фотохемиски реакции, апсорбирајќи енергија, молекулите на реагенсот преминуваат во возбудена состојба, т.е. станете активни.

Во други случаи, фотохемиска реакција се случува ако се апсорбираат кванти со толку висока енергија што хемиските врски се скршат и молекулите се дисоцираат во атоми или групи на атоми.

Колку е поголем интензитетот на зрачењето, толку е поголема брзината на фотохемиската реакција.

Пример за фотохемиска реакција во жива природа е фотосинтезата, т.е. формирање на органски клеточни материи поради светлосната енергија. Кај повеќето организми, фотосинтезата се јавува со учество на хлорофил; Во случај на виши растенија, фотосинтезата се сумира со равенката:

CO 2 + H 2 O органска материја + O 2

Функционирањето на процесите на видот исто така се заснова на фотохемиски процеси.

Верижна реакција е реакција која е синџир на елементарни акти на интеракција, а можноста за секој чин на интеракција зависи од успехот на претходниот чин.

Фазите на верижна реакција се иницирање на синџирот, развој на синџирот и завршување на синџирот.

Започнувањето на синџирот настанува кога поради надворешен извор на енергија (кванти на електромагнетно зрачење, загревање, електрично празнење), се формираат активни честички со неспарени електрони (атоми, слободни радикали).

За време на развојот на синџирот, радикалите комуницираат со оригиналните молекули, а во секој чин на интеракција се формираат нови радикали.

Прекинувањето на синџирот се случува кога два радикали се судираат и ја пренесуваат енергијата ослободена во процесот на трето тело (молекула отпорна на распаѓање или ѕидот на садот). Ланецот може да прекине и ако се формира ниско-активен радикал.

Постојат два вида верижни реакции - неразгранети и разгранети.

Во неразгранетите реакции во фазата на развој на синџирот, од секој реагирачки радикал се формира по еден нов радикал.

Во разгранетите реакции, во фазата на развој на синџирот, од еден реагирачки радикал се формираат 2 или повеќе нови радикали.

6. Фактори кои го одредуваат правецот на хемиската реакција. Елементи на хемиска термодинамика. Поими: фаза, систем, средина, макро- и микросостојби. Основни термодинамички карактеристики. Внатрешна енергија на системот и нејзина промена при хемиски трансформации. Енталпија. Односот помеѓу енталпијата и внатрешната енергија на системот. Стандардна енталпија на супстанција. Промени во енталпијата во системите за време на хемиски трансформации. Термички ефект (енталпија) на хемиска реакција. Егзо- и ендотермични процеси. Термохемија. Хесовиот закон. Термохемиски пресметки.

Термодинамикаги проучува шемите на размена на енергија помеѓу системот и надворешната средина, можноста, насоката и границите на спонтано појавување на хемиски процеси.

Термодинамички систем (или едноставно систем) е тело или група на тела во интеракција, ментално изолирани во вселената. Остатокот од просторот надвор од системот се нарекува средина (или едноставно околина). Системот е одделен од околината со реална или имагинарна површина.

Хомоген систем се состои од една фаза, хетероген систем се состои од две или повеќе фази.

Фаза е дел од системот кој е хомоген во сите негови точки во хемискиот состав и својства и е одделен од другите делови на системот со интерфејс.

Состојбата на системот се карактеризира со севкупноста на неговите физички и хемиски својства. Макросостојбата се одредува според просечните параметри на целиот сет на честички во системот, а микросостојбата со параметрите на секоја поединечна честичка.

Независните променливи кои ја одредуваат макросостојбата на системот се нарекуваат термодинамички променливи или параметри на состојбата. Како параметри на состојбата обично се избираат температура T, притисок p, волумен V, хемиско количество n, концентрација c итн.

Физичка величина, чија вредност зависи само од параметрите на состојбата и не зависи од патот на премин кон дадена состојба, се нарекува функција на состојба. Функциите на државата се особено:

U - внатрешна енергија;

H - енталпија;

S - ентропија;

G - Гибсова енергија (слободна енергија или изобарско-изотермичен потенцијал).

Внатрешната енергија на системот U е неговата вкупна енергија, која се состои од кинетичката и потенцијалната енергија на сите честички на системот (молекули, атоми, јадра, електрони) без да се земат предвид кинетичката и потенцијалната енергија на системот како целина. Бидејќи целосната сметка на сите овие компоненти е невозможна, кога термодинамички го проучуваме системот, ја разгледуваме промената на неговата внатрешна енергија за време на преминот од една состојба (U 1) во друга (U 2):

У 1 У 2 U = U 2 - U1

Промената на внатрешната енергија на системот може да се определи експериментално.

Системот може да разменува енергија (топлина Q) со околината и да врши работа А, или, обратно, може да се работи на системот. Според првиот закон на термодинамиката, кој е последица на законот за зачувување на енергијата, топлината што ја добива системот може да се користи само за зголемување на внатрешната енергија на системот и за извршување на работата на системот:

Q= U+A

Во иднина, ќе ги разгледаме својствата на таквите системи кои не се засегнати од никакви други сили освен силите на надворешниот притисок.

Ако некој процес се случува во систем со постојан волумен (т.е. нема работа против надворешните сили на притисок), тогаш A = 0. Тогаш термичкиот ефект на процесот што се случува со постојан волумен, Q v, е еднаков на промената во внатрешната енергија на системот:

Повеќето хемиски реакции кои се среќаваат во секојдневниот живот се случуваат при постојан притисок (изобарни процеси). Ако на системот не дејствуваат други сили освен постојан надворешен притисок, тогаш:

A = p(V2 -В 1 ) = pV

Затоа, во нашиот случај (p = const):

Qp=U + pV

Q р = U 2 - У 1 + p(V 2 - В 1 ), каде

Q p = (U 2 + pV 2 ) - (У 1 + pV 1 ).

Функцијата U + pV се нарекува енталпија; се означува со буквата N. Енталпијата е функција на состојба и има димензија на енергија (J).

Qp= Х 2 - Х 1 = H,

т.е., термичкиот ефект на реакцијата при постојан притисок и температура Т е еднаков на промената на енталпијата на системот за време на реакцијата. Тоа зависи од природата на реагенсите и производите, нивната физичка состојба, условите (T, p) за реакцијата, како и од количината на супстанции кои учествуваат во реакцијата.

Енталпијата на реакцијата е промена на енталпијата на системот во кој реактантите реагираат во количини еднакви на стехиометриските коефициенти во равенката на реакцијата.

Енталпијата на реакцијата се нарекува стандардна ако реактантите и производите од реакцијата се во стандардни состојби.

Стандардна состојба на супстанцијата е збирна состојба или кристална форма на супстанција во која таа е термодинамички најстабилна под стандардни услови (T = 25 o C или 298 K; p = 101,325 kPa).

Стандардна состојба на супстанција која постои на 298 K во цврста форма се смета за нејзин чист кристал под притисок од 101,325 kPa; во течна форма - чиста течност под притисок од 101,325 kPa; во гасовита форма - гас со сопствен притисок од 101.325 kPa.

За растворена супстанција, стандардна состојба се смета за неговата состојба во раствор при молалитет од 1 mol/kg и се претпоставува дека растворот има својства на бесконечно разреден раствор.

Стандардна енталпија на реакцијата на формирање на 1 мол на дадена супстанција од едноставни супстанции во нивните стандардни состојби се нарекува стандардна енталпија на формирање на оваа супстанца.

Пример запис: (CO 2) = - 393,5 kJ/mol.

Стандардна енталпија на формирање на едноставна супстанција во најстабилна (дадени p и T) состојба на агрегација се претпоставува дека е 0. Ако елементот формира неколку алотропни модификации, тогаш само најстабилната (дадени p и T) модификација има нулта стандардна енталпија на формирање.

Вообичаено, термодинамичките количини се одредуваат во стандардни услови:

p = 101,32 kPa и T = 298 K (25 o C).

Хемиските равенки кои ги одредуваат промените на енталпијата (топлинските ефекти на реакциите) се нарекуваат термохемиски равенки. Во литературата можете да најдете две форми на пишување термохемиски равенки.

Термодинамичка форма на запишување на термохемиската равенка:

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

Термохемиска форма на запишување на термохемиската равенка на истиот процес:

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

Во термодинамиката, термичките ефекти на процесите се разгледуваат од перспектива на системот. Затоа, ако системот испушта топлина, тогаш Q< 0, а энтальпия системы уменьшается (ДH < 0).

Во класичната термохемија, термичките ефекти се разгледуваат од еколошка перспектива. Затоа, ако системот ослободува топлина, тогаш се претпоставува дека Q > 0.

Егзотермично е процес кој се јавува со ослободување на топлина (DH< 0).

Ендотермично е процес кој се јавува со апсорпција на топлина (DH > 0).

Основниот закон на термохемијата е Хесовиот закон: „Термичкиот ефект на реакцијата се определува само од почетната и завршната состојба на системот и не зависи од патеката на транзиција на системот од една состојба во друга“.

Заклучок од Хесовиот закон: Стандардниот термички ефект на реакцијата е еднаков на збирот на стандардните жештини на формирање на производите на реакцијата минус збирот на стандардните жештини на формирање на почетните супстанции, земајќи ги предвид стехиометриските коефициенти:

(реакции) = (продолжение) -(надвор.)
7. Концептот на ентропија. Промени во ентропијата при фазни трансформации и хемиски процеси. Концептот на изобарско-изотермалниот потенцијал на системот (Гибсова енергија, слободна енергија). Врската помеѓу големината на промената на Гибсовата енергија и големината на промената на енталпијата и ентропијата на реакцијата (основна термодинамичка врска). Термодинамичка анализа на можноста и условите за хемиски реакции. Карактеристики на протокот на хемиски процеси во живите организми.

Ентропија S е вредност пропорционална на логаритмот на бројот на еднакво веројатни микросостојби (W) преку кои може да се реализира дадена макросостојба:

S = kНЗ

Единицата за ентропија е J/mol?K.

Ентропијата е квантитативна мерка за степенот на нарушување на системот.

Ентропијата се зголемува за време на преминот на супстанцијата од кристална состојба во течна и од течна во гасовита состојба, за време на растворање на кристалите, за време на ширење на гасовите, за време на хемиски интеракции што доведуваат до зголемување на бројот на честички и особено честичките во гасовита состојба. Напротив, сите процеси како резултат на кои се зголемува редоследот на системот (кондензација, полимеризација, компресија, намалување на бројот на честички) се придружени со намалување на ентропијата.

Постојат методи за пресметување на апсолутната вредност на ентропијата на супстанцијата, затоа, во табелите за термодинамичките карактеристики на одделни супстанции се дадени податоци за S 0, а не за DS 0.

Стандардна ентропија на едноставна супстанција, наспроти енталпија на формирањеедноставна супстанција не е еднаква на нула.

За ентропија, изјавата слична на онаа дискутирана погоре за H е валидна: промената во ентропијата на системот како резултат на хемиска реакција (S) е еднаква на збирот на ентропиите на реакционите производи минус збирот на ентропиите на почетните материи. Како и при пресметката на енталпијата, сумирањето се врши земајќи ги предвид стехиометриските коефициенти.

Насоката во која хемиската реакција спонтано се случува во изолиран систем се одредува со комбинираното дејство на два фактори: 1) тенденцијата системот да премине во состојба со најниска внатрешна енергија (во случај на изобарни процеси, со најниска енталпија); 2) тенденција да се постигне најверојатната состојба, т.е. состојба која може да се реализира на најголем број подеднакво веројатни начини (микросостојби), т.е.

ДХ > мин, ДС > макс.

Функцијата на државата, која истовремено го одразува влијанието на двата горенаведени трендови врз насоката на протокот на хемиските процеси, е Гибсовата енергија (слободна енергија, или изобарско-изотермичен потенцијал), поврзана со енталпијата и ентропијата со односот

каде Т е апсолутна температура.

Како што може да се види, Гибсовата енергија ја има истата димензија како енталпијата и затоа обично се изразува во J или kJ.

За изобарско-изотермални процеси (т.е. процеси кои се случуваат при постојана температура и притисок), промената на енергијата на Гибс е еднаква на:

G= H-TS

Како и во случајот со H и S, промената на Гибсовата енергија G како резултат на хемиска реакција (Гибсовата енергија на реакцијата) е еднаква на збирот на енергиите на Гибс за формирање на реакционите производи минус збирот на Гибсовите енергии на формирање на почетните материјали; сумирањето се врши земајќи го предвид бројот на молови на супстанции кои учествуваат во реакцијата.

Гибсовата енергија на формирање на супстанција се однесува на 1 мол од оваа супстанција и обично се изразува во kJ/mol; во овој случај, G 0 од формирањето на најстабилната модификација на едноставна супстанција се зема еднакво на нула.

При постојана температура и притисок, хемиските реакции можат спонтано да се одвиваат само во насока во која се намалува Гибсовата енергија на системот (G0). Ова е услов за основната можност за спроведување на овој процес.

Табелата подолу ги прикажува можноста и условите за појава на реакција со различни комбинации на знаци H и S:

Според знакот G може да се суди за можноста (неможноста) за спонтано појавување на одреден процес. Ако системот е под влијание, тогаш е можно да се изврши премин од една супстанција во друга, што се карактеризира со зголемување на слободната енергија (G>0). На пример, во клетките на живите организми се случуваат реакции за да се формираат сложени органски соединенија; Движечката сила зад ваквите процеси е сончевото зрачење и реакциите на оксидација во ќелијата.

„ОСНОВИ НА ХЕМИСКАТА ТЕРМОДИНАМИКА, ХЕМИСКА КИНЕТИКА И РАМНОТЕЖА“

Основи на хемиска термодинамика

1 . Што проучува хемиската термодинамика:

1) брзината на хемиските трансформации и механизмите на овие трансформации;

2) енергетски карактеристики на физичките и хемиските процеси и способноста на хемиските системи да вршат корисна работа;

3) услови за поместување на хемиската рамнотежа;

4) влијанието на катализаторите врз брзината на биохемиските процеси.

2. Отворен систем е систем кој:

3. Затворен систем е систем кој:

1) не разменува ниту материја ниту енергија со околината;

2) разменува и материјата и енергијата со животната средина;

3) разменува енергија со околината, но не разменува материја;

4) разменува материја со околината, но не разменува енергија.

4. Изолиран систем е систем кој:

1) не разменува ниту материја ниту енергија со околината;

2) разменува и материјата и енергијата со животната средина;

3) разменува енергија со околината, но не разменува материја;

4) разменува материја со околината, но не разменува енергија.

5. На каков тип на термодинамички системи припаѓа растворот сместен во запечатена ампула сместена во термостат?

1) изолиран;

2) отворено;

3) затворено;

4) стационарни.

6. На кој тип на термодинамички системи припаѓа растворот во запечатената ампула?

1) изолиран;

2) отворено;

3) затворено;

4) стационарни.

7. На кој тип на термодинамички системи припаѓа живата клетка?

1) отворено;

2) затворено;

3) изолиран;

4) рамнотежа.

8 . Кои параметри на термодинамичкиот систем се нарекуваат екстензивни?

1) чија големина не зависи од бројот на честички во системот;

3) чија вредност зависи од состојбата на агрегација на системот;

9. Кои параметри на термодинамичкиот систем се нарекуваат интензивни?

!) чија големина не зависи од бројот на честички во системот;

2) чија големина зависи од бројот на честички во системот;

3) чија вредност зависи од состојбата на агрегација;

4) чија големина зависи од времето.

10 . Функции на состојбата на термодинамички систем се величини кои:

1) зависат само од почетната и конечната состојба на системот;

2) зависи од патеката на процесот;

3) зависат само од почетната состојба на системот;

4) зависат само од конечната состојба на системот.

11 . Кои величини се функции на состојбата на системот: а) внатрешна енергија; б) работа; в) топлина; г) енталпија; г) ентропија.

3) сите количини;

4) а, б, в, г.

12 . Кои од следните својства се интензивни: а) густина; б) притисок; в) маса; г) температура; д) енталпија; д) волумен?

3) b, c, d, f;

13. Кои од следните својства се екстензивни: а) густина; б) притисок; в) маса; г) температура; д) енталпија; д) волумен?

3) b, c, d, f;

14 . Кои облици на размена на енергија помеѓу системот и околината ги разгледува термодинамиката: а) топлина; б) работа; в) хемиски; г) електрични; д) механички; д) нуклеарни и соларни?

2) c, d, e, f;

3) a, c, d, e, f;

4) a, c, d, e.

15. Процесите што се случуваат на константна температура се нарекуваат:

1) изобарична;

2) изотермална;

3) изохорична;

4) адијабатски.

16 . Процесите што се случуваат со постојан волумен се нарекуваат:

1) изобарична;

2) изотермална;

3) изохорична;

4) адијабатски.

17 . Процесите што се случуваат при постојан притисок се нарекуваат:

1) изобарична;

2) изотермална;

3) изохорична;

4) адијабатски.

18 . Внатрешната енергија на системот е: 1) целата енергетска резерва на системот, освен потенцијалната енергија на неговата положба и кинетичката енергија на системот во целина;

2) целата енергетска резерва на системот;

3) целата енергетска резерва на системот, освен потенцијалната енергија на неговата позиција;

4) количество кое го карактеризира степенот на нарушување во распоредот на честичките на системот.

19 . Кој закон ја одразува врската помеѓу работата, топлината и внатрешната енергија на системот?

1) вториот закон на термодинамиката;

2) Хесовиот закон;

3) првиот закон на термодинамиката;

4) Ван'т Хофовиот закон.

20 . Првиот закон на термодинамиката ја одразува врската помеѓу:

1) работа, топлинска и внатрешна енергија;

2) Гибсовата слободна енергија, енталпија и ентропија на системот;

3) работа и топлина на системот;

4) работа и внатрешна енергија.

21 . Која равенка е математички израз на првиот термодинамички закон за изолирани системи?

l)AU=0 2)AU=Q-p-AV 3)AG = AH-TAS

22 . Која равенка е математички израз на првиот термодинамички закон за затворени системи?

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

3) АГ = АХ - Т*АС;

23 . Дали внатрешната енергија на изолиран систем е константна или променлива количина?

1) константна;

2) променлива.

24 . Во изолиран систем, реакцијата на согорување на водород се јавува со формирање на течна вода. Дали се менува внатрешната енергија и енталпијата на системот?

1) внатрешната енергија нема да се промени, енталпијата ќе се промени;

2) внатрешната енергија ќе се промени, енталпијата нема да се промени;

3) внатрешната енергија нема да се промени, енталпијата нема да се промени;

4) внатрешната енергија ќе се промени, енталпијата ќе се промени.

25 . Под кои услови промената на внатрешната енергија е еднаква на топлината што системот ја прима од околината?

1) со постојан волумен;

3) при постојан притисок;

4) под никакви околности.

26 . Термичкиот ефект на реакцијата што се случува со постојан волумен се нарекува промена:

1) енталпија;

2) внатрешна енергија;

3) ентропија;

4) Слободна енергија на Гибс.

27 . Енталпијата на реакцијата е:

28. Хемиските процеси за време на кои енталпијата на системот се намалува и топлината се ослободува во надворешната средина се нарекуваат:

1) ендотермичен;

2) егзотермични;

3) егзергонски;

4) ендергоничен.

29 . Под кои услови промената на енталпијата е еднаква на топлината што системот ја прима од околината?

1) со постојан волумен;

2) на постојана температура;

3) при постојан притисок;

4) под никакви околности.

30 . Термичкиот ефект на реакцијата што се јавува при постојан притисок се нарекува промена:

1) внатрешна енергија;

2) ниту една од претходните дефиниции не е точна;

3) енталпија;

4) ентропија.

31. Кои процеси се нарекуваат ендотермични?

32 . Кои процеси се нарекуваат егзотермни?

1) за кои AN е негативен;

2) за кои АГ е негативен;

3) за кои АН е позитивен;

4) за кои АГ е позитивен.

33 . Наведете ја формулацијата на Хесовиот закон:

1) термичкиот ефект на реакцијата зависи само од почетната и крајната состојба на системот и не зависи од патеката на реакцијата;

2) топлината што ја апсорбира системот со постојан волумен е еднаква на промената на внатрешната енергија на системот;

3) топлината што ја апсорбира системот при постојан притисок е еднаква на промената на енталпијата на системот;

4) термичкиот ефект на реакцијата не зависи од почетната и крајната состојба на системот, туку зависи од патеката на реакцијата.

34. Кој закон лежи во основата на пресметувањето на калориската содржина на храната?

1) van't Hoff;

3) Сеченов;

35. Кога се оксидираат кои материи во телесни услови, се ослободува повеќе енергија?

1) протеини;

3) јаглени хидрати;

4) јаглени хидрати и протеини.

36 . Спонтан процес е процес кој:

1) спроведено без помош на катализатор;

2) придружено со ослободување на топлина;

3) се врши без надворешна потрошувачка на енергија;

4) продолжува брзо.

37 . Ентропијата на реакцијата е:

1) количината на топлина што се ослободува или апсорбира при хемиска реакција при изобарско-изотермални услови;

2) количината на топлина што се ослободува или апсорбира при хемиска реакција при изохорично-изотермални услови;

3) вредност што ја карактеризира можноста за спонтано појавување на процесот;

4) количество кое го карактеризира степенот на неред во распоредот и движењето на честичките во системот.

38 . Која функција на состојба ја карактеризира тенденцијата на системот да постигне веројатна состојба што одговара на максималната случајност на распределбата на честичките?

1) енталпија;

2) ентропија;

3) Гибсовата енергија;

4) внатрешна енергија.

39 . Каква е врската помеѓу ентропиите на три агрегатни состојби на една супстанција: гас, течност, цврста:

I) S (g) > S (g) > S (tv); 2) S(цврсто)>S(g)>S(g); 3)S(g)>S(g)>S(TB); 4) состојбата на агрегација не влијае на вредноста на ентропијата.

40 . Кој од следниве процеси треба да покаже најголема позитивна промена во ентропијата:

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

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

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

4) CH,OH (l) -> CH3OH (сол).

41 . Изберете ја точната изјава: ентропијата на системот се зголемува кога:

1) зголемен притисок;

2) премин од течна во цврста состојба на агрегација

3) зголемување на температурата;

4) премин од гасовита во течна состојба.

42. Која термодинамичка функција може да се користи за да се предвиди дали реакцијата ќе се случи спонтано во изолиран систем?

1) енталпија;

2) внатрешна енергија;

3) ентропија;

4) потенцијална енергија на системот.

43 . Која равенка е математички израз на вториот закон на термодинамиката за изолирани системи?

44 . Ако системот реверзибилно прима количина на топлина Q на температура Т, тогаш околу T;

2) се зголемува за износот Q/T;

3) се зголемува за износ поголем од Q/T;

4) се зголемува за износ помал од Q/T.

45 . Во изолиран систем, хемиска реакција се случува спонтано за да се формира одредена количина на производ. Како се менува ентропијата на таков систем?

1) се зголемува

2) се намалува

3) не се менува

4) ја достигнува минималната вредност

46 . Наведете во кои процеси и под кои услови промената на ентропијата може да биде еднаква на работата на процесот?

1) во изобарни услови, при константа P и T;

2) во изохорични услови, при константа V и T;

Ж) промената на ентропијата никогаш не е еднаква на работа; 4) во изотермални услови, при константа P и 47 . Како ќе се промени врзаната енергија на системот ТС кога ќе се загрее и кога ќе кондензира?

1) се зголемува со загревање, се намалува со кондензација;

2) се намалува со загревање, се зголемува со кондензација;

3) нема промена на T-S;

4) се зголемува со загревање и кондензација.

48 . Кои параметри на системот мора да се одржуваат константни за да може да се користи знакот за промена на ентропијата за да се процени насоката на спонтаниот тек на процесот?

1) притисок и температура;

2) волумен и температура;

3) внатрешна енергија и волумен;

4) само температура.

49 . Во изолиран систем, сите спонтани процеси се одвиваат во насока на зголемено нарушување. Како се менува ентропијата?

1) не се менува;

2) се зголемува;

3) се намалува;

4) прво се зголемува, а потоа се намалува.

50 . Ентропијата се зголемува за износот Q/T за:

1) реверзибилен процес;

2) неповратен процес;

3) хомогена;

4) хетерогени.

51 Како се менува ентропијата на системот поради напредните и обратните реакции за време на синтезата на амонијак?

3) ентропијата не се менува за време на реакцијата;

4) ентропијата се зголемува за напредни и обратни реакции.

52 . Кои фактори кои дејствуваат истовремено ја одредуваат насоката на хемискиот процес?

1) енталпија и температура;

2) енталпија и ентропија;

3) ентропија и температура;

4) промени во енергијата и температурата на Гибс.

53. При изобарско-изотермални услови, максималната работа што ја врши системот е:

1) еднакво на намалувањето на енергијата на Гибс;

2) поголема загуба на Гибсовата енергија;

3) помала загуба на Гибсовата енергија;

4) е еднаква на загубата на енталпија.

54 . Кои услови треба да се исполнат за да се постигне максимална работа во системот поради намалувањето на енергијата на Гибс?

1) потребно е да се одржуваат константни V и t;

2) потребно е да се одржуваат константни P и t;

3) потребно е да се одржуваат константни AH и AS;

4) потребно е да се одржува константно P&V

55 . Што предизвикува максимална корисна работа направена во хемиска реакција при постојан притисок и температура?

1) поради намалувањето на енергијата на Гибс;

3) поради зголемување на енталпијата;

4) поради намалување на ентропијата.

56. Поради која е максималната корисна работа што ја врши живиот организам во изобарско-изотермални услови?

1) поради губење на енталпија;

2) поради зголемување на ентропијата;

3) поради намалувањето на енергијата на Гибс;

4) поради зголемување на енергијата на Гибс.

57 . Кои процеси се нарекуваат ендергонични?

58. Кои процеси се нарекуваат егзергонски?

2) AG 0; 4) AG > 0.

59. Спонтаната природа на процесот најдобро се одредува со проценка:

1) ентропија;

3) енталпија;

2) слободна енергија на Гибс;

4) температура.

60 . Која термодинамичка функција може да се искористи за да се предвиди можноста спонтани процеси да се случат во жив организам?

1) енталпија;

3) ентропија;

2) внатрешна енергија;

4) Слободна енергија на Гибс.

61 . За реверзибилни процеси, промената на бесплатната енергија на Гибс...

1) секогаш еднаква на нула;

2) секогаш негативен;

3) секогаш позитивно;

62 . За неповратни процеси, промената на слободната енергија:

1) секогаш еднаква на нула;

2) секогаш негативен;

3) секогаш позитивно;

4) позитивно или негативно во зависност од околностите.

63. Под изобарско-изотермални услови, само такви процеси можат спонтано да се појават во системот, како резултат на што енергијата на Гибс е:

1) не се менува;

2) се зголемува;

3) се намалува;

4) ја достигнува својата максимална вредност.

64 . За одредена хемиска реакција во гасната фаза при константа P и TAG > 0. Во која насока спонтано се одвива оваа реакција?

Г) во насока напред;

2) не може да се случи под овие услови;

3) во спротивна насока;

4) е во состојба на рамнотежа.

65 . Кој е знакот AG на процесот на топење на мразот на 263 К?

66 . Во кој од наведените случаи реакцијата не е изводлива на ниту една температура?

1)AH>0;AS>0; 2)АХ>0;АХ

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

67. Во кој од наведените случаи реакцијата е можна на која било температура?

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

68 . Ако АН

1) [AN] > ;

2) за кој било однос на AN и TAS; 3) (АХ]

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

69 . При кои вредности на знакот AH и AS се можни само егзотермни процеси во системот?

70. Во кои соодноси на AN и T* AS е хемискиот процес насочен кон ендотермичка реакција:

71 . При кои константни термодинамички параметри промената на енталпијата може да послужи како критериум за насоката на спонтан процес? Кој знак на DH под овие услови укажува на спонтан процес?

1) на константа S и P, AN

3) со константа Put, AN

2) на константа 5 и P, AN > 0; 4) при константа Vn t, AH > 0.

72 . Дали е можно и во кои случаи да се процени според знакот на промена на енталпијата за време на хемиска реакција за можноста за нејзино појавување при константа Ti P1

1) можно, ако LA » T-AS;

2) под овие услови тоа е невозможно;

3) можно, ако AN «T-AS;

4) можно ако AN = T-AS.

73 . Реакцијата ZN 2 + N 2 -> 2NH 3 се изведува на 110°C, така што сите реактанти и производи се во гасна фаза. Која од наведените вредности е зачувана за време на реакцијата?

2) ентропија;

3) енталпија;

74 . Кои од следните тврдења се точни за реакции кои се случуваат во стандардни услови?

1) ендотермичките реакции не можат да се појават спонтано;

2) ендотермичките реакции може да се појават при доволно ниски температури;

3) ендотермички реакции може да се појават на високи температури ако AS > 0;

4) ендотермички реакции може да се појават на високи температури ако АС

75 . Кои се карактеристиките на биохемиските процеси: а) почитувајте го принципот на енергетско спојување; б) обично реверзибилна; в) комплекс; г) само егзергонски (AG

1) a, b, c, d;

2) b, c, d; 3) a, 6, c; 4) в, г.

76 . Ексергоничните реакции во телото се јавуваат спонтано, бидејќи:

77 . Ендергоничните реакции во телото бараат снабдување со енергија, бидејќи: 1) AG >0;

78 . Кога некој пептид AH 0 се хидролизира, дали овој процес ќе се случи спонтано?

1) ќе биде, бидејќи AG > 0;

3) нема да се случи, бидејќи AG > 0;

2) ќе биде, бидејќи А.Г

4) нема да биде, бидејќи А.Г

79 . Калориската содржина на хранливи материи се нарекува енергија:

1) 1 g хранливи материи ослободени при целосна оксидација;

2) 1 мол на хранливи материи ослободен при целосна оксидација;

3) неопходни за целосна оксидација на 1 g хранливи материи;

4) 1 мол хранливи материи потребни за целосна оксидација.

80 . За процесот на термичка денатурација на многу ензими, LA > 0 и AS > 0. Дали овој процес може да се случи спонтано?

1) може на високи температури, бидејќи \T-AS\ > |BP];

2) може на ниски температури, бидејќи \T-AS\

3) не може, бидејќи \T-AS\ > |AH];

4) не може, бидејќи \T-AS\

81 . За процесот на термичка хидратација на многу AN протеини

1) конзерва на доволно ниски температури, бидејќи |AH| > \T-AS\;

2) може на доволно ниски температури, бидејќи |АА|

3) може на високи температури, бидејќи |AH)

4) не може на која било температура.

Програма

Параметри хемискиреакции, хемиски рамнотежа; - пресметајте термички ефекти и брзина хемискиреакции... реакции; - основитефизичка и колоидна хемија, хемиски кинетика, електрохемија, хемиски термодинамикаи термохемија; ...

Цели на професионалната активност на дипломираниот. Компетенции за дипломирани студенти формирани како резултат на совладување на програма за високо образование. Документи со кои се регулира содржината и организацијата на воспитно-образовниот процес при спроведувањето на високото образование (3)

Прописи

Модул 2. Основна физика хемискиобрасци на појава хемискипроцеси Основи хемиски термодинамика. Основи хемиски кинетика. Хемиски рамнотежа. Модул 3.. Основихемија на раствори Општо...

Овој прирачник може да се користи за самостојна работа од студенти од нехемиски специјалности

Документ

Едноставни супстанции. Во ова основаВ хемиски термодинамикасоздаден е систем за пресметување на топлинските ефекти..., Cr2O3? ТЕМА 2. ХЕМИСКИ КИНЕТИКАИ ХЕМИСКИ ЕКВИЛИБРИУМКако што беше прикажано претходно, хемиски термодинамикави овозможува да ги предвидите основните ...

Работна програма на дисциплината хемија насока на обука

Работна програма

4.1.5. Редокс процеси. Основиелектрохемија Процеси на оксидација-редукција. ... Методи за квантитативно изразување на составот на растворите. 5 Хемиски термодинамика 6 КинетикаИ рамнотежа. 7 Дисоцијација, рН, хидролиза 8 ...

Брзината на хемиските реакции. Дефиниција на концептот. Фактори кои влијаат на брзината на хемиската реакција: концентрација на реагенс, притисок, температура, присуство на катализатор. Законот за масовно дејство (LMA) како основен закон на хемиската кинетика. Константна стапка, нејзиното физичко значење. Влијанието на природата на реактантите, температурата и присуството на катализатор врз константата на брзината на реакцијата.

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

Хомогена брзина на реакција - ова е количина нумерички еднаква на промената на концентрацијата на кој било учесник во реакцијата по единица време.

Просечна брзина на реакција v средво временскиот интервал од т 1 до т 2 се определува со релацијата:

Главни фактори кои влијаат на брзината на хомогена хемиска реакција :

- природата на супстанциите што реагираат;

- концентрација на реагенсот;

- притисок (ако во реакцијата се вклучени гасови);

- температура;

- присуство на катализатор.

Хетерогена брзина на реакција - ова е количина нумерички еднаква на промената на концентрацијата на кој било учесник во реакцијата по единица време на единица површина: .

Според фазите хемиските реакции се делат на елементаренИ комплекс. Повеќето хемиски реакции се сложени процеси кои се случуваат во неколку фази, т.е. кој се состои од неколку елементарни процеси.

За елементарни реакции тоа е точно закон за масовна акција: брзината на елементарна хемиска реакција на дадена температура е директно пропорционална со производот од концентрациите на супстанциите што реагираат во моќност еднаква на стехиометриските коефициенти на равенката на реакцијата.

За елементарна реакција aA + bB → ...стапката на реакција, според законот за масовно дејство, се изразува со релацијата:

каде (А) иСо (ВО) -моларни концентрации на реактантите АИ ВО; аИ б-соодветните стехиометриски коефициенти; k -константа на брзина на дадена реакција .

C(k) + O 2 (g) → CO 2 (g)

равенката за брзина има форма .

Физичкото значење на константата на стапката етаа е нумерички еднаква на брзината на хемиската реакција при концентрации на реактантите еднакви на 1 mol/dm 3.

Влијанието на температурата врз брзината на хемиската реакција. Температурен коефициент на брзината на хемиската реакција. Активни молекули. Крива на дистрибуција на молекулите според нивната кинетичка енергија. Енергија за активирање. Односот на енергијата на активирање и енергијата на хемиската врска во оригиналните молекули. Преодна состојба, или активиран комплекс. Енергија на активирање и термички ефект на реакцијата (енергетски дијаграм). Зависност на температурниот коефициент на брзината на реакцијата од енергијата на активирање.

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

Како што се зголемува температурата, брзината на хемиската реакција обично се зголемува.

Вредноста што покажува колку пати се зголемува брзината на реакцијата кога температурата се зголемува за 10 степени (или, што е исто, за 10 К) се нарекува температурен коефициент на брзина на хемиска реакција (γ):

каде се стапките на реакција, соодветно, на температури Т 2 и Т 1 ; γ - температурен коефициент на брзина на реакција.

Зависноста на брзината на реакцијата од температурата е приближно одредена емпириски правилото на Вант Хоф: со секое зголемување на температурата за 10 степени, брзината на хемиската реакција се зголемува за 2-4 пати.

Попрецизен опис на зависноста на брзината на реакција од температурата е можен во рамките на теоријата за активирање на Арениус. Според оваа теорија, хемиска реакција може да се случи само кога активни честички се судираат. Активенсе нарекуваат честички кои имаат одредена, карактеристична за дадена реакција, енергија неопходна за надминување на одбивните сили што се јавуваат помеѓу електронските обвивки на честичките кои реагираат.

Процентот на активни честички се зголемува со зголемување на температурата.

Активиран комплекс - ова е средно нестабилна група формирана при судир на активни честички и е во состојба на прераспределба на врските. Производите на реакција се формираат за време на распаѓањето на активираниот комплекс.

Енергија за активирање И ЕА еднаква на разликата помеѓу просечната енергија на честичките кои реагираат и енергијата на активираниот комплекс.

За повеќето хемиски реакции, енергијата на активирање е помала од енергијата на дисоцијација на најслабата врска во молекулите на супстанциите што реагираат.

Во теоријата на активирање, влијанието температураза брзината на хемиската реакција е опишана со равенката Арениус за константата на брзината на хемиската реакција:

Каде А– постојан фактор, независен од температурата, определен од природата на супстанците кои реагираат; д- основата на природниот логаритам; Еа – енергија за активирање; Р– константа на моларен гас.

Според равенката Арениус, зголемувањето на температурата доведува до зголемување на константата на брзината на хемиската реакција. Колку е поголема вредноста Еи, колку е позабележителен ефектот на температурата врз брзината на реакцијата и, според тоа, толку е поголем температурниот коефициент на брзината на реакцијата.

Влијанието на катализаторот врз брзината на хемиската реакција. Хомогена и хетерогена катализа. Елементи на теоријата на хомогена катализа. Теорија на меѓусоединенија. Елементи на теоријата на хетерогена катализа. Активни центри и нивната улога во хетерогена катализа. Концептот на адсорпција. Влијанието на катализаторот врз енергијата на активирање на хемиската реакција. Катализа во природата, индустријата, технологијата. Биохемиска катализа. Ензими.

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

Катализа се нарекува промена на брзината на хемиската реакција под влијание на супстанции, чија количина и природа по завршувањето на реакцијата остануваат исти како и пред реакцијата.

Катализатор - Ова е супстанца која ја менува брзината на хемиската реакција и останува хемиски непроменета после неа.

Позитивен катализаторја забрзува реакцијата; негативен катализатор, или инхибитор, ја успорува реакцијата.

На хомогена катализакатализаторот и реактантите формираат една фаза (раствор). На хетерогена катализакатализаторот (обично цврст) и реактантите се во различни фази.

При хетерогена катализа, реакцијата се јавува на површината на катализаторот. Почетните фази се дифузија на честичките од реагенсот до катализаторот и нивните адсорпција(т.е. апсорпција) од површината на катализаторот. Молекулите на реагенсот комуницираат со атоми или групи на атоми лоцирани на површината на катализаторот, формирајќи меѓуповршински врски. Прераспределбата на густината на електроните што се јавува во таквите меѓусоединенија доведува до формирање на нови супстанции кои се десорбираат, т.е., се отстрануваат од површината.

Процесот на формирање на средноповршински соединенија се случува на активни центрикатализатор - на површини кои се карактеризираат со посебна распределба на густината на електроните.

Пример за хетерогена катализа: оксидација на сулфур(IV) оксид во сулфур(VI) оксид со кислород со користење на методот на контакт за производство на сулфурна киселина (тука катализаторот може да биде ванадиум(V) оксид со адитиви).

Примери на каталитички процеси во природата се многубројни, бидејќи повеќето биохемиски реакции- хемиските реакции кои се случуваат во живите организми се класифицирани како каталитички реакции. Катализаторите за таквите реакции се протеинските супстанции наречени ензими. Во човечкото тело има околу 30 илјади ензими, од кои секоја го катализира поминувањето на само еден процес или еден вид процес (на пример, плунковниот пталин ја катализира конверзијата на скроб во шеќер).

Хемиска рамнотежа. Реверзибилни и неповратни хемиски реакции. Состојба на хемиска рамнотежа. Константа на хемиска рамнотежа. Фактори кои ја одредуваат вредноста на константата на рамнотежа: природата на реактантите и температурата. Поместување на хемиската рамнотежа. Влијанието на промените во концентрацијата, притисокот и температурата врз положбата на хемиската рамнотежа.

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

Се нарекуваат хемиски реакции како резултат на кои почетните материи целосно се претвораат во реакциони продукти неповратен. Се нарекуваат реакции кои се случуваат истовремено во две спротивни насоки (напред и назад).реверзибилна.

Во реверзибилните реакции, состојбата на системот во кој стапките на напредните и обратните реакции се еднакви () се нарекува состојба на хемиска рамнотежа. Хемиската рамнотежа е динамичен, односно неговото воспоставување не значи прекин на реакцијата. Во општиот случај, за која било реверзибилна реакција aA + bB ↔ dD + eE, без оглед на нејзиниот механизам, важи следнава врска:

При воспоставена рамнотежа, производот од концентрациите на реакционите производи поделен со производот од концентрациите на почетните супстанции за дадена реакција на дадена температура е константна вредност т.н. константа на рамнотежа(ДО).

Ако при преминот од една во друга рамнотежна состојба се зголемат концентрациите на супстанции запишани на десната страна на равенката на реакцијата, велат дека рамнотежата се поместува надесно. Ако при преминот од една во друга рамнотежна состојба се зголемат концентрациите на супстанции запишани на левата страна од равенката на реакцијата, велат дека рамнотежата се поместува налево.

Се одредува насоката на поместувањето на хемиската рамнотежа како резултат на промените во надворешните услови Принципот на Ле Шателје: Ако се изврши надворешно влијание врз систем во состојба на хемиска рамнотежа, тогаш тоа ќе го фаворизира појавувањето на кој од двата спротивни процеси го ослабува ова влијание.

Според принципот на Ле Шателје,

Како што се зголемува притисокот, рамнотежата се поместува кон реакција која го намалува бројот на молекули на гасовити материи во системот, а како што се намалува притисокот, кон реакција која го зголемува бројот на молекули на гасовити материи.

Фотохемиски и верижни реакции. Карактеристики на текот на фотохемиските реакции. Фотохемиски реакции и жива природа. Неразгранети и разгранети хемиски реакции (користејќи го примерот на реакции на формирање на водород хлорид и вода од едноставни материи). Услови за започнување и прекинување на синџирите.

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

Фотохемиски реакции - Тоа се реакции кои се случуваат под влијание на светлината.Фотохемиска реакција се јавува ако реагенсот апсорбира кванти на зрачење кои се карактеризираат со енергија сосема специфична за дадена реакција.

Колку е поголем интензитетот на зрачењето, толку е поголема брзината на фотохемиската реакција.

Пример за фотохемиска реакција во жива природа: фотосинтеза, т.е. формирање на органски клеточни материи од организмите поради светлосната енергија. Кај повеќето организми, фотосинтезата се јавува со учество на хлорофил; Во случај на виши растенија, фотосинтезата се сумира со равенката:

CO 2 + H 2 O органска материја + O 2

Функционирањето на видот исто така се заснова на фотохемиски процеси.

Верижна реакција - реакција, која е синџир на елементарни чинови на интеракција, а можноста за секој чин на интеракција зависи од успехот на претходниот чин.

Фазиверижна реакција:

Раѓање на синџир

Развој на синџири,

Прекин на колото.

Два типаверижни реакции: неразгранети и разгранети.

ВО неразгранетиВо реакциите во фазата на развој на синџирот, еден нов радикал се формира од еден реагирачки радикал.

ВО разгранетаВо реакциите во фазата на развој на синџирот, повеќе од еден нов радикал се формира од еден реагирачки радикал.

6. Фактори кои ја одредуваат насоката на хемиската реакција.Елементи на хемиска термодинамика. Поими: фаза, систем, средина, макро- и микросостојби. Основни термодинамички карактеристики. Внатрешна енергија на системот и нејзина промена при хемиски трансформации. Енталпија. Односот помеѓу енталпијата и внатрешната енергија на системот. Стандардна енталпија на супстанција. Промени во енталпијата во системите за време на хемиски трансформации. Термички ефект (енталпија) на хемиска реакција. Егзо- и ендотермични процеси.

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

Термодинамички систем(или едноставно систем) – тело или група на тела во интеракција ментално идентификувани во вселената. Остатокот од просторот надвор од системот се нарекува животната средина(или едноставно животната средина). Системот е одделен од околината со реална или имагинарна површина .

Хомоген системсе состои од една фаза, хетероген систем- од две или повеќе фази.

ФазаА –Ова е дел од системот, хомоген во сите негови точки во хемискиот состав и својства и одвоен од другите фази на системот со интерфејс.

државаеден систем се карактеризира со севкупноста на неговите физички и хемиски својства. Макросостојбасе одредува со просечните параметри на целиот сет на честички во системот и микросостојба- параметри на секоја поединечна честичка.

Се нарекуваат независни променливи кои ја одредуваат макросостојбата на системот термодинамички променливи,или параметри на состојбата. Температурата обично се избира како параметри на состојбата Т, притисок Р, волумен В, хемиско количество n, концентрација Соитн.

Физичка величина чија вредност зависи само од параметрите на состојбата и не зависи од патот на премин кон дадена состојба се вика државна функција. Функциите на државата се особено:

У- внатрешна енергија;

Н- енталпија;

С- ентропија;

Г- Гибсовата енергија (или слободна енергија, или изобарско-изотермалниот потенцијал).

Внатрешна енергија на системот U – ова е нејзината вкупна енергија, која се состои од кинетичката и потенцијалната енергија на сите честички на системот (молекули, атоми, јадра, електрони) без да се земат предвид кинетичката и потенцијалната енергија на системот како целина.Бидејќи е невозможно целосно да се земат предвид сите овие компоненти, при проучување на термодинамиката се разгледува системот променанејзината внатрешна енергија за време на преминот од една состојба ( У 1) на друг ( У 2):

U 1 U 2 DU = U 2 - U 1

Промената на внатрешната енергија на системот може да се определи експериментално.

Системот може да разменува енергија (топлина П) со животната средина и да работат А, или, обратно, може да се работи на системот. Според првиот закон на термодинамиката, што е последица на законот за зачувување на енергијата, топлината добиена од системот може да се користи само за зголемување на внатрешната енергија на системот и за извршување на работата од системот:

Ако процесот во системот се одвива со постојан волумен (т.е. нема работа против надворешните сили на притисок), тогаш A = 0. Потоа термички ефектпроцес кој се случува со постојан волумен, Q v е еднаква на промената на внатрешната енергија на системот:

Q v = ΔU

Повеќето хемиски реакции кои се среќаваат во секојдневниот живот се случуваат при постојан притисок ( изобарични процеси). Ако на системот не дејствуваат други сили освен постојан надворешен притисок, тогаш:

A = p(V 2 -V 1) = pDV

Затоа, во нашиот случај ( Р= конст):

Q р = U 2 – U 1 + p(V 2 - V 1), од каде

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

Функција U+pV, повикан енталпија; тоа е означено со буквата Н . Енталпијата е функција на состојбата и има димензија на енергија (J).

Q p = H 2 - H 1 = DH

Термички ефект на реакцијата при постојан притисоки температура Т е еднаква на промената на енталпијата на системот за време на реакцијата.Тоа зависи од природата на реагенсите и производите, нивната физичка состојба, условите ( Т, р) реакцијата, како и количината на супстанции вклучени во реакцијата.

Енталпија на реакцијаја нарекуваме промената на енталпијата на системот во кој реактантите комуницираат во количини еднакви на стехиометриските коефициенти на равенката на реакцијата.

Енталпијата на реакцијата се нарекува стандарден, ако реактантите и реакционите продукти се во стандардни состојби.

Стандардните состојби се:

За цврста - индивидуална кристална супстанција на 101,32 kPa,

За течна супстанција - индивидуална течна супстанција на 101,32 kPa,

За гасовита супстанција - гас при парцијален притисок од 101,32 kPa,

За растворена супстанца, супстанца во раствор со молалност од 1 mol/kg, а растворот се претпоставува дека има својства на бесконечно разреден раствор.

Стандардна енталпија на реакцијата на формирање на 1 мол на дадена супстанција од едноставни супстанции се нарекува стандардна енталпија на формирањена оваа супстанца.

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

Стандардна енталпија на формирање на едноставна супстанција која се наоѓа во најстабилна (за дадени p и T) состојба на агрегација се зема еднаква на 0.Ако елементот формира неколку алотропни модификации, тогаш само најстабилниот има нулта стандардна енталпија на формирање (за дадено РИ Т) модификација.

Типично термодинамичките величини се одредуваат на стандардни услови:

Р= 101,32 kPa и Т= 298 K (25 o C).

Се нарекуваат хемиски равенки кои ги одредуваат промените на енталпијата (топлински ефекти на реакциите). термохемиски равенки.Во литературата можете да најдете две форми на пишување термохемиски равенки.

Термодинамичка форма на запишување на термохемиската равенка:

C (графит) + O 2 (g) ® CO 2 (g); ДХ 298= -393,5 kJ

Термохемиска форма на запишување на термохемиската равенка на истиот процес:

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

Во термодинамиката, термичките ефекти на процесите се разгледуваат од гледна точка на системот, затоа, ако системот ослободува топлина, тогаш П<0, а энтальпия системы уменьшается (ΔH< 0).

Во класичната термохемија, термичките ефекти се разгледуваат од еколошка перспектива, затоа, ако системот ослободува топлина, тогаш се претпоставува дека П>0.

Егзотермичен е процес кој се јавува со ослободување на топлина (ΔH<0).

Ендотермичен е процес кој се јавува со апсорпција на топлина (ΔH>0).

Основниот закон на термохемијата е Хесовиот закон: термичкиот ефект на реакцијата се определува само од почетната и крајната состојба на системот и не зависи од патот на преминот на системот од една во друга состојба.

Последица на Хесовиот закон : стандардниот термички ефект на реакцијата е еднаков на збирот на стандардните горештини на формирање на реакционите производи минус збирот на стандардните жештини на формирање на почетните супстанции, земајќи ги предвид стехиометриските коефициенти:

DН околу 298 (r-tions) = åD f Н околу 298 (продолжение) – åD f Н околу 298 (оригинал)

7. Концептот на ентропија.Промени во ентропијата при фазни трансформации и хемиски процеси. Концептот на изобарско-изотермалниот потенцијал на системот (Гибсова енергија, слободна енергија). Врската помеѓу големината на промената на Гибсовата енергија и големината на промената на енталпијата и ентропијата на реакцијата (основна термодинамичка врска). Термодинамичка анализа на можноста и условите за хемиски реакции. Карактеристики на протокот на хемиски процеси во живите организми.

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

Ентропија С- ова е количина пропорционална на логаритамот на бројот на подеднакво веројатни микросостојби преку кои може да се реализира дадена макросостојба:

Единицата за ентропија е J/mol·K.

Ентропијата е квантитативна мерка за степенот на нарушување на системот.

Постојат методи за пресметување на апсолутната вредност на ентропијата на супстанцијата, затоа табелите за термодинамички карактеристики на одделни супстанции даваат податоци за С 0, а не за Δ С 0.

Стандардната ентропија на едноставна супстанција, за разлика од енталпијата на формирање на едноставна супстанција, не е нула.

За ентропија, изјава слична на онаа што беше дискутирана погоре за ДХ: промената на ентропијата на системот како резултат на хемиска реакција (DS) е еднаква на збирот на ентропиите на производите на реакцијата минус збирот на ентропиите на почетните супстанции.Како и при пресметката на енталпијата, сумирањето се врши земајќи ги предвид стехиометриските коефициенти.

Насоката во која хемиската реакција спонтано се случува се одредува со комбинираното дејство на два фактори: 1) тенденцијата системот да премине во состојба со најниска внатрешна енергија (во случај на изобарни процеси-со најниска енталпија); 2) тенденција да се постигне најверојатната состојба, односно состојба што може да се реализира на најголем број подеднакво веројатни начини (микросостојби):

Δ H → мин,Δ S → макс

Државната функција, која истовремено го одразува влијанието на двата горенаведени тренда врз насоката на текот на хемиските процеси, е Гибсовата енергија (слободна енергија , или изобарско-изотермалниот потенцијал) , поврзани со енталпија и ентропија со релацијата

G = H - TS,

Каде Т- апсолутна температура.

За изобарско-изотермални процеси, (т.е. процеси кои се случуваат при постојана температура и притисок), промената на енергијата на Гибс е еднаква на:

Како и во случајот Д Хи Д S, Гибсова енергетска променаД G како резултат на хемиска реакција(Гибсова енергија на реакција) еднаков на збирот на енергиите на Гибс за формирање на реакциони производи минус збирот на енергиите на Гибс за формирање на почетните супстанции;сумирањето се врши земајќи го предвид бројот на молови на супстанции кои учествуваат во реакцијата.

Гибсовата енергија на формирање на супстанција се однесува на 1 мол од оваа супстанција и обично се изразува во kJ/mol; додека Д G 0 од формирањето на најстабилната модификација на едноставна супстанција се зема еднакво на нула.

При постојана температура и притисок, хемиските реакции можат спонтано да се одвиваат само во насока во која се намалува Гибсовата енергија на системот ( ДГ<0).Ова е услов за основната можност за спроведување на овој процес.

Табелата подолу ги прикажува можноста и условите за појава на реакција со различни комбинации на знаци Д Ни Д С.

Со знакот Д Гможе да се суди за можноста (неможност) спонтанпроток индивидуалнапроцес. Ако извршите притисок врз системот влијание, тогаш е можно да се изврши премин од една супстанција во друга, што се карактеризира со зголемување на слободната енергија (Д Г>0). На пример, во клетките на живите организми се случуваат реакции за да се формираат сложени органски соединенија; Движечката сила зад ваквите процеси е сончевото зрачење и реакциите на оксидација во ќелијата.

Термодинамика -науката за претворање на една форма на енергија во друга заснована на законот за зачувување на енергијата. Термодинамиката ја утврдува насоката на спонтаниот тек на хемиските реакции во дадени услови. За време на хемиските реакции, врските во почетните материи се кршат и се формираат нови врски во финалните производи. Збирот на енергиите на врзување по реакцијата не е еднаков на збирот на енергиите на врзување пред реакцијата, т.е. појавата на хемиска реакција е придружена со ослободување или апсорпција на енергија, а нејзините форми се различни.

Термохемијата е гранка на термодинамиката посветена на проучување на топлинските ефекти на реакциите. Термичкиот ефект на реакцијата измерена на константна температура и притисок се нарекува енталпија на реакција и се изразуваат во џули (J) и килоџули (kJ).

За егзотермни реакции, за ендотермични реакции -. Енталпијата на формирање на 1 mol од дадена супстанција од едноставни супстанции, измерена на температура од 298 K (25 ° C) и притисок од 101,825 kPa (1 atm), се нарекува стандардна (kJ/mol). Енталпиите на едноставни супстанци конвенционално се претпоставуваат дека се нула.

Термохемиските пресметки се засноваат на Хесовиот закон: т Термичкиот ефект на реакцијата зависи само од природата и физичката состојба на почетните материјали и финалните производи, но не зависи од транзицискиот пат.Често во термохемиските пресметки се користи последица од Хесовиот закон: термички ефект на хемиска реакција еднаков на збирот на жештините на формирање производи на реакција минус збирот на топлината на формирањето на почетните супстанции, земајќи ги предвид коефициентите пред формулите на овие супстанции во равенката на реакцијата:

Термохемиските равенки укажуваат на енталпија на хемиска реакција. Во исто време, формулата на секоја супстанција ја означува нејзината физичка состојба: гасовита (g), течна (l), цврста кристална (в).

Во термохемиските равенки, термичките ефекти на реакциите се дадени на 1 мол од почетната или финалната супстанција. Затоа, овде се дозволени фракциони коефициенти. Во хемиските реакции се манифестира дијалектичкиот закон за единство и борба на спротивностите. Од една страна, системот се стреми кон подредување (агрегација) - намалување N,а од друга страна – до неред (разградување). Првиот тренд се зголемува со намалување на температурата, а вториот - со зголемување на температурата. Тенденцијата кон нарушување се карактеризира со количина наречена ентропија С[Ј/(мол. К)]. Тоа е мерка за нарушување на системот. Ентропијата е пропорционална на количината на материјата и се зголемува со зголемување на движењето на честичките за време на загревањето, испарувањето, топењето, ширењето на гасот, слабеењето или раскинувањето на врските меѓу атомите итн. Процеси поврзани со уредноста на системот: кондензација, кристализација, компресија, зајакнување на врските, полимеризација итн. – доведува до намалување на ентропијата. Ентропијата е функција на состојба, т.е.

Општата движечка сила на процесот се состои од две сили: желбата за ред и желбата за неред. Со p = const и T = const, вкупната движечка сила на процесот може да се претстави на следниов начин:

Гибсовата енергија, или изобарско-изотермалниот потенцијал, исто така се покорува на заклучокот на Хесовиот закон:

Процесите се одвиваат спонтано во насока на намалување на секој потенцијал и, особено, во насока на намалување. При рамнотежа, температурата на која започнува реакцијата на рамнотежа е еднаква на:

Табела 5

Стандардни енталпии на формирање , ентропија и формирање на Гибсовата енергија некои супстанции на 298 K (25°C)

Супстанција	, 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
CO(g)	-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
НЕ (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 (графит)		5,7
О2 (g)		205,0
N 2 (g)		181,5
Fe(k)		27,15
Cl 2 (g)		222,9
KNO 3 (к)	-429,71	132,93	-393,13
KNO 2 (к)	-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

Брзина реакцијаопределена од природата и концентрацијата на супстанците кои реагираат и зависи од температурата и катализаторот.

Закон за масовна акција:При константна температура, брзината на хемиската реакција е пропорционална на производот од концентрацијата на реактантите со моќноста на нивните стехиометриски коефициенти.

За реакцијата aA + bB = cC + dD, брзината на директната реакција е:

брзина на обратна реакција: , каде се концентрациите на растворени или гасовити соединенија, mol/l;

a, b, c, d – стехиометриски коефициенти во равенката;

K е константа на брзина.

Изразот за брзината на реакцијата не вклучува цврсти концентрации.

Ефектот на температурата врз брзината на реакцијата е опишан со правилото на Ван'т Хоф: на секои 10 степени загреани, брзината на реакцијата се зголемува за 2-4 пати.

Брзина на реакција на температури t 1 и t 2;

Температурен коефициент на реакција.

Повеќето хемиски реакции се реверзибилни:

aA + bB cC + dD

односот на константите на брзината е константна величина наречена константа на рамнотежа

K p = const at T = const.

Принципот на Ле Шателје:Ако системот во состојба на хемиска рамнотежа е подложен на какво било влијание (промена на температурата, притисокот или концентрацијата), системот ќе реагира на таков начин што ќе го намали применетото влијание:

а) кога температурата во рамнотежните системи се зголемува, рамнотежата се поместува кон ендотермичката реакција, а кога температурата се намалува, кон егзотермната реакција;

б) кога притисокот се зголемува, рамнотежата се поместува кон помали волумени, а кога притисокот се намалува, кон поголеми волумени;

в) како што се зголемува концентрацијата, рамнотежата се поместува кон нејзино намалување.

Пример 1.Определете ја стандардната промена на енталпијата на реакцијата:

Дали оваа реакција е егзо- или ендотермична?

Решение:Стандардната промена на енталпијата на хемиската реакција е еднаква на збирот на стандардните енталпии за формирање на реакционите производи минус збирот на стандардните енталпии за формирање на почетните супстанции

Со секое собирање, бројот на молови на супстанции кои учествуваат во реакцијата треба да се земе предвид во согласност со равенката на реакцијата. Стандардните енталпии за формирање на едноставни супстанции се нула:

Според табеларните податоци:

Реакциите кои се придружени со ослободување на топлина се нарекуваат егзотермни, а оние кои се придружени со апсорпција на топлина се нарекуваат ендотермични. При постојана температура и притисок, промената на енталпијата на хемиската реакција е еднаква по големина, но спротивна по знакот на нејзиниот термички ефект. Бидејќи стандардната промена на енталпијата за дадена хемиска реакција е , заклучуваме дека оваа реакција е егзотермна.

Пример 2.Редукцијата на редукција на Fe 2 O 3 со водород се одвива според равенката:

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

Дали оваа реакција е можна во стандардни услови?

Решение:За да одговорите на ова прашање на проблемот, треба да ја пресметате стандардната промена на Гибсовата енергија на реакцијата. Под стандардни услови:

Збирот се врши земајќи го предвид бројот на модели вклучени во реакцијата на супстанциите; формирањето на најстабилната модификација на едноставна супстанција се зема еднакво на нула.

Имајќи го предвид горенаведеното

Според табеларните податоци:

Спонтаните процеси се намалуваат. Ако< 0, процесс принципиально осуществим, если >0, процесот не може да продолжи спонтано.

Затоа, оваа реакција е невозможна во стандардни услови.

Пример 3.Напишете изрази за законот за масовно дејство за реакции:

а) 2NO (G) + Cl 2 (G) = 2NOCl (G)

б) CaCO 3 (K) = CaO (K) + CO 2 (G)

Решение:Според законот за масовно дејство, брзината на реакција е директно пропорционална на производот од концентрациите на супстанциите што реагираат во моќност еднаква на стехиометриските коефициенти:

а) V = k 2.

б) Бидејќи калциум карбонатот е цврста материја чија концентрација не се менува во текот на реакцијата, саканиот израз ќе изгледа вака:

V = k, т.е. во овој случај, брзината на реакција на одредена температура е константна.

Пример 4.Ендотермичката реакција на распаѓање на фосфор пентахлорид се одвива според равенката:

PCl5(G) = PCl3(G) + Cl2(G);

Како да се промени: а) температура; б) притисок; в) концентрација за поместување на рамнотежата кон директна реакција - разградување на PCl 5? Напишете математички израз за стапките на напредни и обратни реакции, како и константата на рамнотежа.

Решение:Поместување или поместување на хемиската рамнотежа е промена во рамнотежните концентрации на реактантите како резултат на промена во една од условите на реакцијата.

Поместувањето на хемиската рамнотежа подлежи на принципот на Ле Шателие, според кој промената на еден од условите под кои системот е во рамнотежа предизвикува поместување на рамнотежата во насока на реакцијата што се спротивставува на настанатата промена.

а) Бидејќи реакцијата на распаѓање на PCl 5 е ендотермична, за да се префрли рамнотежата кон директната реакција, температурата мора да се зголеми.

б) Бидејќи во овој систем распаѓањето на PCl 5 доведува до зголемување на волуменот (од една гасна молекула се формираат две гасовити молекули), тогаш за да се префрли рамнотежата кон директната реакција потребно е да се намали притисокот.

в) Поместување на рамнотежата во наведената насока може да се постигне или со зголемување на концентрацијата на PCl 5 или со намалување на концентрацијата на PCl 3 или Cl 2 .

Според законот за масовно дејство, стапките на директни (V 1) и обратни (V 2) реакции се изразуваат со равенките:

V 2 = k

Константата на рамнотежа на оваа реакција се изразува со равенката:

Тест задачи:

81 - 100. а) пресметајте ја стандардната промена на енталпијата на напредната реакција и определете дали реакцијата е егзо- или ендотермична;

б) да ја утврди промената на Гибсовата енергија на директната реакција и да донесе заклучок за можноста за нејзино спроведување под стандардни услови;

в) напишете математички израз за брзината на напредните и обратните реакции, како и константата на рамнотежа;

г) како треба да се променат условите за да се помести рамнотежата на процесот надесно?

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 (графит) = 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)

Тема 6: Решенија. Методи на изразување на концентрацијата на растворите

Решенијасе хомогени системи кои се состојат од растворувач, растворени материи и можни производи од нивната интеракција. Концентрацијата на растворот е содржина на растворена супстанција во одредена маса или познат волумен на раствор или растворувач.

Начини за изразување на концентрацијата на растворите:

Масен удел() го покажува бројот на грами растворена супстанција во 100 g раствор:

Каде Т- маса на растворена супстанција (g), Т 1 – маса на растворот (g).

Моларна концентрацијаго покажува бројот на молови на растворена супстанција содржана во 1 литар раствор:

каде што M е моларната маса на супстанцијата (g/mol), V е волуменот на растворот (l).

Молална концентрацијаго покажува бројот на молови растворена супстанција содржана во 1000 g растворувач: n 101-120. Најдете го масениот удел, моларна концентрација, молална концентрација за следните раствори:

Опција	Супстанција (x)	Маса на супстанција (x)	Волумен на вода	Густина на растворот

	CuSO4	320 гр	10 л	1,019
	NaCl	0,6 гр	50 мл	1,071
	H2SO4	2 гр	100 мл	1,012
	Na2SO4	13 гр	100 мл	1,111
	HNO3	12,6 гр	100 мл	1,066
	HCl	3,6 кг	10 кг	1,098
	NaOH	8 гр	200 гр	1,043
	MgCl2	190 гр	810 гр	1,037
	КОХ	224 гр	776 гр	1,206
	CuCl2	13,5 гр	800 мл	1,012
	HCl	10,8 гр	200 гр	1,149
	CuSO4	8 гр	200 мл	1,040
	NaCl	6,1 гр	600 мл	1,005
	Na2SO3	4,2 гр	500 мл	1,082
	H2SO4	98 гр	1000 мл	1,066
	ZnCl2	13,6 гр	100 мл	1,052
	H3PO4	9,8 гр	1000 мл	1,012
	Ba(OH)2	100 гр	900 гр	1,085
	H3PO4	29,4 гр	600 мл	1,023
	NaOH	28 гр	72 гр	1,309

Предавање 1 Хемиска термодинамика. ПЛАН за хемиска кинетика и катализа 1. Основни поими на термодинамиката. 2. Термохемија. 3. Хемиска рамнотежа. 4. Брзина на хемиски реакции. 5. Влијанието на температурата врз брзината на реакциите. 6. Феноменот на катализа. Подготвил: д-р, вонреден професор. Иванец Л.М., како. Козачок С.С. Асистент предавач на катедрата за фармацевтска хемија Козачок Соломеја Степановна

Термодинамика - Термодинамиката е гранка на физиката која ги проучува меѓусебните трансформации на различни видови енергија поврзани со транзицијата на енергијата во форма на топлина и работа. Големото практично значење на термодинамиката е во тоа што овозможува да се пресметаат топлинските ефекти на реакцијата, однапред да се укаже на можноста или неможноста за спроведување на реакцијата, како и условите за нејзино појавување.

Внатрешна енергија Внатрешна енергија е кинетичката енергија на сите честички на системот (молекули, атоми, електрони) и потенцијалната енергија на нивните интеракции, покрај кинетичката и потенцијалната енергија на системот како целина. Внатрешната енергија е функција на состојба, т.е. неговата промена е одредена од дадените почетни и крајни состојби на системот и не зависи од патеката на процесот: U = U 2 – U 1

Првиот закон на термодинамиката Енергијата не исчезнува без трага и не произлегува од ништо, туку само поминува од еден тип во друг во еквивалентни количини. Невозможна е машина за постојано движење од прв вид, односно машина која периодично работи која произведува работа без да троши енергија. Q = U + W Во секој изолиран систем, вкупното снабдување со енергија останува непроменето. Q = U + W

Термичкиот ефект на хемиската реакција при константа V или p не зависи од патеката на реакцијата, туку се определува од природата и состојбата на почетните материјали и производите на реакцијата Хесов закон H 1 H 2 H 3 H 4 Почетни материи, реакција производи H 1 = H 2 + H 3 + H 4 H 1 = H 2 + H 3 + H 4

Вториот закон на термодинамиката, како и првиот, е резултат на вековното човечко искуство. Постојат различни формулации на вториот закон, но сите тие ја одредуваат насоката на спонтаните процеси: 1. Топлината не може спонтано да се пренесе од ладно тело на топло (Клаузиус постулат). 2. Невозможен е процес чиј единствен резултат е претворањето на топлината во работа (Томсоновиот постулат). 3. Невозможно е да се изгради периодична машина која само го лади термичкиот резервоар и работи (првиот постулат на Планк). 4. Секоја форма на енергија може целосно да се претвори во топлина, но топлината само делумно се претвора во други видови енергија (втор постулат на Планк).

Ентропијата е термодинамичка функција на состојбата, затоа нејзината промена не зависи од патеката на процесот, туку се одредува само од почетната и крајната состојба на системот. тогаш S 2 - S 1 = ΔS = S 2 - S 1 = ΔS = Физичкото значење на ентропијата е количината на врзаната енергија, која е поврзана со еден степен: во изолираните системи, се одредува насоката на протокот на спонтаните процеси. со промена на ентропијата.

Карактеристични функции U – функција на изохорично-изентропскиот процес: dU = TdS – pdV. За произволен процес: U 0 Н – функција на изобарно-изентропски процес: dН = TdS + Vdp За произволен процес: Н 0 S – функција на изолиран систем За произволен процес: S 0 За произволен процес: S 0 F – функција на изохорично-изотермичен процес dF = dU – TdS. За произволен процес: F 0 G – функција на изобарско-изотермичен процес: dG = dH- TdS За произволен процес: G 0

Класификација на хемиските реакции според бројот на фази Едноставните се одвиваат во еден елементарен хемиски чин Сложените се одвиваат во неколку фази Обратна реакција А Б Обратна реакција: А Б Паралелно: Б А В Секвенцијално: АБЦ Конјугат: А Д Конјугат: А Д В Б Е Б Е

Влијанието на температурата врз брзината на реакциите Влијанието на температурата врз брзината на ензимските реакции t t

Споредба на Van't Hoff: Пресметка на рокот на траење на лековите со помош на методот „забрзано стареење“ на Van't Hoff: на t 2 t 1 Коефициент на температурна стапка: