Probabilitatea apariției reacțiilor chimice. Direcția reacțiilor chimice
Una dintre cele mai importante întrebări în chimie este problema posibilității unei reacții chimice. Un criteriu cantitativ pentru fezabilitatea fundamentală a unei reacții chimice este, în special, funcția caracteristică a stării sistemului, numită energia Gibbs (G). Înainte de a trece la considerarea acestui criteriu, să ne oprim pe o serie de definiții.
procese spontane. Procesele spontane sunt procese care au loc fără alimentarea cu energie dintr-o sursă externă. Multe procese chimice sunt spontane, precum dizolvarea zahărului în apă, oxidarea metalelor în aer (coroziune) etc.
Procese reversibile și ireversibile. Multe reacții chimice au loc într-o singură direcție până când reactanții sunt complet epuizați. Astfel de reacții se numesc ireversibile chimic. Un exemplu este interacțiunea dintre sodiu și apă.
Alte reacții au loc mai întâi în direcția înainte și apoi în direcția înainte și invers datorită interacțiunii produșilor de reacție. Ca rezultat, se formează un amestec care conține atât materiile prime, cât și produșii de reacție. Astfel de reacții se numesc reversibil chimic. Ca rezultat al unui proces reversibil chimic, echilibru chimic adevărat (stabil)., care se caracterizează prin următoarele caracteristici:
1) în absența influențelor externe, starea sistemului rămâne neschimbată pe termen nelimitat;
2) orice modificare a condițiilor externe duce la o schimbare a stării sistemului;
3) starea de echilibru nu depinde de partea din care se ajunge.
Un exemplu de sistem în adevărat echilibru este un amestec echimolecular
CO (g) + H20 (g) CO2 (g) + H2 (g).
Orice modificare a temperaturii sau alte condiții provoacă o schimbare a echilibrului, de exemplu. modificarea compoziției sistemului.
Pe lângă echilibrele adevărate, se întâlnesc foarte des echilibre aparente (false, împiedicate), când starea sistemului persistă în timp foarte mult timp, dar un mic impact asupra sistemului poate duce la o schimbare puternică a stării acestuia. Un exemplu este un amestec de hidrogen și oxigen, care la temperatura camerei în absența influențelor externe poate rămâne neschimbat la nesfârșit. Cu toate acestea, este suficient să introduceți azbest platinizat (catalizator) în acest amestec, deoarece va începe o reacție energetică.
H 2 (g) + O 2 (g) \u003d H 2 O (g),
conducând la epuizarea completă a materiilor prime.
Dacă același catalizator este introdus în aceleași condiții în apă lichidă, atunci este imposibil să se obțină amestecul inițial.
Entropie. Starea oricărui sistem poate fi caracterizată prin valorile parametrilor măsurați direct (p, T etc.). Aceasta este caracteristică macrostării sistemului. Starea sistemului poate fi descrisă și prin caracteristicile fiecărei particule din sistem (atom, moleculă): coordonate, frecvență de vibrație, frecvență de rotație etc. Aceasta este caracteristic microstarii sistemului. Sistemele constau dintr-un număr foarte mare de particule, astfel încât o macrostare va corespunde unui număr mare de microstări diferite. Acest număr se numește probabilitatea termodinamică a stării și se notează ca W.
Probabilitatea termodinamică este asociată cu o altă proprietate a materiei - entropie (S, J / (mol. K)) - Formula Boltzmann
unde R este constanta universală a gazelor și N A este constanta Avogadro.
Semnificația fizică a entropiei poate fi explicată după cum urmează. experiment de gândire. Lăsați un cristal ideal dintr-o anumită substanță, cum ar fi clorura de sodiu, să fie răcit la temperatura zero absolută. În aceste condiții, ionii de sodiu și clor care alcătuiesc cristalul devin practic imobili, iar această stare macroscopică se caracterizează printr-o singură microstare, adică. W=1, iar în conformitate cu (3.13) S=0. Pe măsură ce temperatura crește, ionii încep să oscileze în jurul pozițiilor de echilibru din rețeaua cristalină, numărul de microstări corespunzător unei macrostari crește și, în consecință, S>0.
Prin urmare, entropia este o măsură a dezordinii stării unui sistem. Entropia sistemului crește în toate procesele însoțită de o scădere în ordine (încălzire, dizolvare, evaporare, reacții de descompunere etc.). Procesele care apar cu o creștere a ordinii (răcire, cristalizare, compresie etc.) duc la scăderea entropiei.
Entropia este o funcție de stare, dar spre deosebire de majoritatea altor funcții termodinamice, este posibil să se determine experimental valoarea absolută a entropiei unei substanțe. Această posibilitate se bazează pe postulatul lui M. Planck, potrivit căruia la zero absolut, entropia unui cristal ideal este zero(a treia lege a termodinamicii).
Dependența de temperatură a entropiei unei substanțe este prezentată calitativ în Fig. 3.1.
Pe fig. 3.1 se poate observa că la o temperatură egală cu 0 K, entropia unei substanțe este zero. Odată cu creșterea temperaturii, entropia crește ușor, iar în punctele de tranziție de fază are loc o creștere bruscă a entropiei, determinată de relația
(3.14)
unde Δ f.p S, Δ f.p H și T f.p sunt modificările entropiei, entalpiei și, respectiv, a temperaturii de tranziție de fază.
Entropia unei substanțe B în starea standard se notează cu . Pentru multe substanțe, valorile absolute ale entropiilor standard sunt determinate și sunt date în cărțile de referință.
Entropia, ca și energia internă și entalpia, este o funcție de stare, astfel încât modificarea entropiei unui sistem într-un proces nu depinde de calea acestuia și este determinată doar de stările inițiale și finale ale sistemului. Modificarea entropiei în timpul unei reacții chimice (3.10) poate fi găsită ca diferență între suma entropiilor produselor de reacție și suma entropiilor materiilor prime:
Conceptul de entropie este folosit într-una dintre formulări a doua lege a termodinamicii: în sistemele izolate, numai procesele care au loc cu o creștere a entropiei (ΔS>0) pot continua spontan. Sistemele izolate sunt înțelese ca sisteme care nu fac schimb de materie sau energie cu mediul. Sistemele în care au loc procese chimice nu aparțin unor sisteme izolate, deoarece schimbă energie cu mediul (efectul termic al reacției), iar în astfel de sisteme pot apărea procese și cu scăderea entropiei.
SO 2 (g) + 2H 2 S (g) \u003d 3S (t) + 2H 2 O (l), dacă entropiile standard de oxid de sulf (IV), hidrogen sulfurat, sulf și apă sunt 248,1; 205,64; 31,88 și, respectiv, 69,96 J/(mol K).
Decizie. Pe baza ecuației (3.15), putem scrie:
Entropia în această reacție scade, ceea ce este asociat cu formarea de produse solide și lichide din substanțe gazoase.
Exemplul 3.8. Fără a face calcule, determinați semnul modificării entropiei în următoarele reacții:
1) NH 4 NO 3 (c) \u003d N 2 O (g) + 2H 2 O (g),
2) 2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g),
3) 2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g).
Decizie.În reacția (1), 1 mol de NH 4 NO 3 în stare cristalină formează 3 moli de gaze, prin urmare, D r S 1 >0.
În reacțiile (2) și (3), atât numărul total de moli, cât și numărul de moli de substanțe gazoase scad. Prin urmare, D r S 2<0 и D r S 3 <0. При этом уменьшение энтропии в реакции (3) больше, чем в реакции (2) , так как S о (H 2 O (ж)) < S о (H 2 O (г)).
Energia Gibbs(potenţial izobar-izotermic). În multe cazuri, procesele spontane în natură au loc în prezența unei diferențe de potențial, de exemplu, diferența de potențiale electrice determină transferul de sarcină, iar diferența de potențiale gravitaționale determină căderea corpului. Aceste procese se termină când este atins potențialul minim. Forța motrice a proceselor chimice care au loc la presiune și temperatură constante este potențialul izobar-izotermic, numit Energia Gibbsși notat G. Modificarea energiei Gibbs într-un proces chimic este determinată de relație
ΔG = ΔH –TΔS, (3.16)
unde ΔG este modificarea energiei Gibbs a procesului chimic; ΔH este modificarea entalpiei procesului chimic; ΔS este modificarea entropiei procesului chimic; T este temperatura, K.
Ecuația (3.16) poate fi reprezentată în următoarea formă:
∆H = ∆G + T∆S. (3,17)
Semnificația ecuației (3.17) este că o parte din efectul de căldură al reacției este cheltuită pentru a face lucru (ΔG), iar o parte este disipată în mediu (TΔS).
Energia Gibbs este un criteriu pentru posibilitatea fundamentală a unei reacții spontane. Dacă energia Gibbs scade în timpul reacției, atunci procesul poate decurge spontan în următoarele condiții:
ΔG< 0. (3.18)
Procesul în aceste condiţii nu este fezabil dacă
ΔG > 0. (3,19)
Expresiile (3.18) și (3.19) înseamnă simultan că reacția inversă nu poate (3.18) sau poate (3.19) să aibă loc spontan.
Reacția este reversibilă, adică poate curge în ambele direcții înainte și înapoi, dacă
Ecuația (3.20) este o condiție termodinamică pentru echilibrul chimic.
Relațiile (3.18) – (3.20) sunt aplicabile și echilibrelor de fază, adică. la cazurile în care două faze (stări agregate) ale aceleiași substanțe sunt în echilibru, de exemplu, gheață și apă lichidă.
Factori de entalpie și entropie. Din ecuațiile (3.16) și (3.18) rezultă că procesele pot decurge spontan (ΔG<0), если они сопровождаются уменьшением энтальпии (ΔH<0) и увеличением энтропии системы (ΔS>0). Dacă entalpia sistemului crește (ΔH>0), iar entropia scade (ΔS<0), то такой процесс протекать не может (ΔG>0). Cu alte semne ale ΔS și ΔН, posibilitatea fundamentală a procesului este determinată de raportul dintre factorii de entalpie (ΔH) și entropie (ТΔS).
Dacă ΔН>0 și ΔS>0, adică. Deoarece componenta de entalpie contracarează, iar componenta de entropie favorizează cursul procesului, reacția poate decurge spontan datorită componentei de entropie, cu condiția ca |ΔH|<|TΔS|.
Dacă componenta entalpie favorizează și entropia contracarează procesul, atunci reacția poate decurge spontan datorită componentei entalpie, cu condiția ca |ΔH|>|TΔS|.
Efectul temperaturii asupra direcției de reacție. Temperatura afectează componentele entalpie și entropie ale energiei Gibbs, care pot fi însoțite de o schimbare a semnului energiei Gibbs a acestor reacții și, prin urmare, direcția reacțiilor. Pentru o estimare aproximativă a temperaturii la care se modifică semnul energiei Gibbs, putem neglija dependența ΔН și ΔS de temperatură. Apoi din ecuația (3.16) rezultă că semnul energiei Gibbs se va schimba la temperatura
Este evident că schimbarea semnului energiei Gibbs cu schimbarea temperaturii este posibilă numai în două cazuri: 1) ΔН>0 și ΔS>0 și 2) ΔН<0 и ΔS<0.
Energia de formare Gibbs standard este modificarea energiei Gibbs a reacției de formare a 1 mol dintr-un compus din substanțe simple care sunt stabile în condiții standard. Se presupune că energia Gibbs a formării substanțelor simple este zero. Energiile Gibbs standard de formare a substanțelor pot fi găsite în cărțile de referință relevante.
Energia Gibbs a unei reacții chimice. Energia Gibbs este o funcție de stare, adică schimbarea sa în proces nu depinde de calea curgerii sale, ci este determinată de stările inițiale și finale ale sistemului. Prin urmare, energia Gibbs a reacției chimice (3.10) poate fi calculată din formula
Rețineți că concluziile despre posibilitatea fundamentală a reacției în termeni de Δ r G sunt aplicabile numai acelor condiții pentru care se calculează modificarea energiei Gibbs a reacției. Dacă condițiile diferă de standard, atunci ecuația poate fi folosită pentru a găsi Δ r G izoterme van't Hoff, care pentru reacția (3.10) dintre gaze se scrie ca
(3.23)
și între substanțe dizolvate
(3.24)
unde sunt presiunile parțiale ale substanțelor corespunzătoare; c A, c B, c D , c E sunt concentrațiile substanțelor dizolvate corespunzătoare; a, b, d, e sunt coeficienții stoechiometrici corespunzători.
Dacă reactanții sunt în stare standard, atunci ecuațiile (3.23) și (3.24) devin ecuația
Exemplul 3.9. Stabiliți posibilitatea reacției NH 3 (g) + HCl (g) \u003d NH 4 Cl (k) în condiții standard la o temperatură de 298,15 K, folosind date despre entalpiile standard de formare și entropii.
Decizie. Pe baza primului corolar al legii Hess, găsim entalpia standard a reacției:
; reacția este exotermă, prin urmare, componenta entalpie favorizează reacția.
Calculăm modificarea entropiei reacției conform ecuației
Reacția este însoțită de o scădere a entropiei, ceea ce înseamnă că componenta entropiei contracarează reacția.
Găsim modificarea energiei Gibbs a procesului conform ecuației (3.16):
Astfel, această reacție poate avea loc spontan în condiții standard.
Exemplul 3.10. Folosind date despre entalpiile standard de formare și entropii, determinați la ce temperatură va avea loc echilibrul în sistemul N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g).
Decizie. Condiția de echilibru pentru sistem este ΔG=0. Pentru a face acest lucru, folosind relația (3.21), găsim temperatura la care ΔG=0. Calculați entalpia și entropia standard a reacției:
Componenta entalpie favorizează, iar componenta entropică se opune reacției, ceea ce înseamnă că la o anumită temperatură este posibilă o modificare a semnului energiei Gibbs, adică o schimbare a direcției reacției.
Condiția de echilibru se va scrie după cum urmează:
∆G = ∆H –T∆S,
sau, înlocuind valori numerice, obținem
0 \u003d - 92,38 - T (-198,3) 10 -3.
Prin urmare, reacția va fi în echilibru la o temperatură
LA.
Sub această temperatură, reacția se va desfășura în direcția înainte, iar peste această temperatură, în direcția opusă.
Exemplul 3.11. La o anumită temperatură T, reacția endotermă A®B se duce practic la final. Determinaţi: a) semnul D r S al reacţiei; b) semnul DG al reacţiei B ® A la temperatura T; c) posibilitatea reacţiei B ® A la temperaturi scăzute.
Decizie. a) Apariţia spontană a reacţiei A ® B indică faptul că DG<0. Поскольку DН>0, apoi din ecuație
DG = DH - TDS implică faptul că DS>0; pentru reacția inversă B ® A DS<0.
b) Pentru reacţia A ® B DG<0. Следовательно, для обратной реакции при той же температуре DG>0.
c) Reacția A ® B este endotermă (DH<0), следовательно, обратная реакция В ® А экзотермическая. При низких температурах абсолютная величина члена TDS мала, так что знак DG определяется знаком DН. Следовательно, при достаточно низких температурах протекание реакции В ® А возможно.
Exemplul 3.12. Calculați valoarea energiei Gibbs și determinați dacă reacția CO + Cl 2 ÛCOCl 2 este posibilă la o temperatură de 700 K, dacă constanta de echilibru a reacției la această temperatură este de 10,83 atm -1 și presiunile parțiale ale tuturor componentelor sunt la fel si egal cu unu.
Decizie. Relația D r G 0 și K r a reacției A + B Û C + D este dată de ecuația izotermă (3.22)
În condiții standard, când presiunea parțială a fiecărui reactant este de 1 atm, acest raport va lua forma
În consecință, reacția la T=700 K poate decurge spontan în direcția înainte.
Întrebări și sarcini pentru auto-studiu
1. Indicați valorile numerice ale presiunii și temperaturii în sistemul internațional de unități, precum și în atmosfere, milimetrii de mercur și grade Celsius, corespunzătoare condițiilor standard și normale.
2. Ce condiție îndeplinesc funcțiile de stat? Ce determină modificarea valorii funcției de stare în proces?
3. Constanța a ce parametri caracterizează procesele izobaric-izoterme și izocorico-izoterme?
4. Formulați prima lege a termodinamicii.
5. În ce condiţii va fi efectul termic al procesului: a) egal cu modificarea entalpiei acestui proces; b) este egală cu modificarea energiei interne a procesului?
6. Reacția chimică are loc într-un reactor etanș. Modificarea în care funcție de stare va determina efectul termic al reacției?
7. În timpul unei reacții chimice, temperatura sistemului crește. Este acest proces exotermic sau endotermic? Ce semn (+) sau (-) are modificarea de entalpie a acestui proces?
8. Formulați legea lui Hess.
9. Definiți termenul „entalpie standard de formare a unei substanțe”.
10. Care sunt entalpiile standard de formare a clorului molecular și stabile la o temperatură de 298 K modificarea fierului α-Fe?
11. Entalpia standard de formare a fosforului alb este zero, iar roșu - (-18,41) kJ / mol. Care dintre modificările alotropice este mai stabilă la o temperatură de 25 o C?
12. Formulați primul corolar al legii lui Hess.
13. Definiți conceptul de „entalpie standard de ardere a unei substanțe”.
14. Cum sunt stabile entalpia standard de formare a dioxidului de carbon și entalpia standard de ardere la modificarea T = 298 K carbon - grafit?
15. Dați 3 exemple de procese chimice spontane.
16. Enumerați semnele echilibrului chimic (adevărat).
17. Dați exemple de procese însoțite de: a) o creștere a entropiei; b) o scădere a entropiei.
18. Ce semn ar trebui să aibă modificarea entropiei unei reacții care apar spontan dacă Δ r Н=0?
19. Ce semn ar trebui să aibă modificarea entropiei reacției de descompunere termică a carbonatului de calciu? De ce? Scrieți ecuația reacției.
20. Ce proprietăți termodinamice ale participanților la reacție trebuie să cunoașteți pentru a rezolva problema posibilității unei reacții?
21. O reacție exotermă între gaze este însoțită de o creștere a volumului. Ce se poate spune despre posibilitatea unei astfel de reacții?
22. În care dintre următoarele cazuri este posibilă schimbarea direcției reacției cu modificarea temperaturii: a) DH<0, DS<0; б) DH>0, DS>0; c) DH<0, DS>0; d) DH>0, DS<0?
23. Aflați entalpia standard pentru oxidarea oxidului de sulf(IV) gazos cu oxigen în oxid de sulf(VI) gazos. Entalpii standard de formare SO 2 - (-297 kJ / mol) și SO 3 - (-395 kJ / mol).
Răspuns: -196 kJ.
24. Indicați semnul modificării entropiei în următoarele reacții:
a) CO (G) + H2 (G) \u003d C (T) + H2O (G);
b) CO 2 (G) + C (T) \u003d 2CO (G);
c) FeO (T) + CO (G) \u003d Fe (T) + CO 2 (G);
d) H2O (W) \u003d H2O (G);
Răspuns: a) (-); b) (+); c)(~0); d) (+); e) (-).
25. Aflați entropia standard a reacției de oxidare a oxidului de sulf(IV) gazos cu oxigenul la oxidul de sulf(VI) gazos. Entropia standard de formare a SO 2 - (248 J / (mol K), S03-(256 J/(mol K)), O2-(205 J/(mol K)).
Răspuns: -189 J/K.
26. Aflați entalpia reacției pentru sinteza benzenului din acetilenă, dacă entalpia de ardere a benzenului este (-3302 kJ/mol), iar acetilena - (-1300 kJ/mol).
Raspuns: - 598 kJ.
27. Aflați energia Gibbs standard a reacției de descompunere a bicarbonatului de sodiu. Este posibil ca reacția să decurgă spontan în aceste condiții?
Răspuns: 30,88 kJ.
28. Aflați energia Gibbs standard a reacției 2Fe (T) + 3H 2 O (G) \u003d Fe 2 O 3 (T) + 3H 2 (G) (reacții de coroziune ale oțelului carbon cu vapori de apă). Este posibil ca reacția să decurgă spontan în aceste condiții?
Răspuns: -54,45 kJ.
29. La ce temperatură va avea loc echilibrul chimic în sistem 2NO (g) + O 2 (g) Û 2NO 2 (g)?
Răspuns: 777 K.
30. Aflați efectul termic al procesului de evaporare a 1 g de apă (căldura specifică de evaporare) la o temperatură de 298 K, dacă entalpia standard de formare a H 2 O (l) este (-285,84 kJ/mol), şi gazos - (-241,84 kJ/mol).
Răspuns: 2,44 kJ/g.
3.4 Sarcini pentru controale curente și intermediare
Secțiunea I
1. Procesul de formare a dioxidului de carbon în timpul arderii grafitului în oxigen poate decurge în două moduri:
I. 2C (g) + O 2 (g) \u003d 2CO (g); 2CO (g) + O 2 \u003d 2CO 2 (g), D r H ° \u003d -566 kJ.
II. C (gr) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g), D r H ° \u003d -393 kJ.
Găsiți D f H°(CO).
Răspuns: -110 kJ/mol.
2. Calculați entalpia de formare și entalpia de ardere a monoxidului de carbon (CO) pe baza următoarelor reacții:
I. 2C (g) + O 2 (g) \u003d 2CO (g), D r H ° \u003d -220 kJ.
II. 2CO (g) + O 2 (g) \u003d 2CO 2 (g), D r H ° \u003d -566 kJ.
Răspuns: -110 kJ/mol; -283 kJ/mol.
3. Aflați entalpia standard de formare a sulfitului de sodiu din ecuația termochimică
4Na 2 SO 3 (cr) \u003d 3Na 2 SO 3 (cr) + Na 2 S (cr) - 181,1 kJ,
dacă 
kJ/mol și 
kJ/mol.
Răspuns: -1090 kJ/mol.
4. Găsiți entalpia standard de ardere a metanului pe baza reacției CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g), D r H ° \u003d -802 kJ.
Răspuns: -802 kJ/mol.
5. Preziceți dacă va fi pozitiv sau negativ
modificarea entropiei sistemului în reacții:
a) H2O (g)® H2O (g) (la o temperatură de 25°C);
b) CaC03 (t)® CaO (t) + C02 (g);
c) N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g);
d) N 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2NO (g);
e) Ag + (soluție) + Cl - (soluție) = AgCl (t).
Dă explicații fără a face calcule.
Răspuns: a) +; b) +; în) -; d) ~0; e) -.
6. Preziceți semnul sistemului DS în fiecare dintre următoarele
procese:
a) evaporarea a 1 mol CCl 4(g);
b) Br 2(g) → Br 2(g);
c) precipitarea AgCl(t) prin amestecarea NaCl(apos) și AgN03 (apos).
Da explicatii.
Răspuns: a) +; b) -; în)-.
7. Folosind valorile tabelare ale valorilor absolute ale entropiilor substanțelor în condiții standard (S°), comparați valorile entropiilor absolute ale substanțelor la o temperatură de 298 K în fiecare dintre următoarele perechi :
a) O2 (g) şi O3 (g);
b) C (diamant) și C (grafit);
c) NaCI (t) și MgCI2(t).
Explicați motivul diferenței în S° în fiecare caz.
8. Calculați D r S° pentru reacții
a) N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g); b) 2SO 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2SO 3 (g),
folosind valori tabelare ale entropiilor absolute ale substanțelor în condiții standard.
Răspuns: a) -197,74 J/K; b) -188,06 J/K.
9. Folosind valorile tabelare ale valorii absolute
tropium (S°), se calculează D r S° pentru următoarele procese:
a) CO (g) + 2H2 (g) \u003d CH3OH (g);
b) 2HCl (g) + Br2 (g) \u003d 2HBr (g) + CI2 (g);
c) 2NO2 (g) = N2O4 (g).
Semnul lui D r S° este de acord în fiecare caz cu ceea ce ar trebui așteptat pe baza reprezentărilor calitative? Explicați răspunsurile.
Răspuns: a) -218,83 J/K; b) 94,15 J/K; c) -175,77 J/K.
10. Entalpia standard de formare a CO (g) este -110,5 kJ/mol. Arderea a 2 mol CO (g) a eliberat 566 kJ de căldură. calculati
Răspuns: -393,5 kJ/mol.
11. Determinați cantitatea de căldură eliberată la stingerea a 100 kg de var cu apă: CaO (k) + H 2 O (l) \u003d Ca (OH) 2 (k), dacă se încălzește standard de formare CaO (k), H20(l), Ca(OH)2(k) sunt respectiv -635,14; -285,84; -986,2 kJ/mol.
Răspuns: -1165357,2 kJ.
12. Determinați entalpia de descompunere a peroxidului de hidrogen (H 2 O 2) în apă și oxigen folosind datele de mai jos:
SnCl 2 (p) + 2HCl (p) + H 2 O 2 (p) \u003d SnCl 4 (p) + 2H 2 O (l), D r H ° \u003d -393,3 kJ;
SnCl 2 (p) + 2HCl (p) + 1 / 2O 2 (g) \u003d SnCl 4 (p) + H 2 O (l), D r H ° \u003d -296,6 kJ.
Raspuns: - 96,7 kJ.
13. Calculați cantitatea de căldură care se eliberează în producerea a 10 6 kg de amoniac pe zi, dacă
Răspuns: -2,7. 10 9 kJ.
14. Determinați pe baza următoarelor date:
P 4 (cr) + 6Cl 2 (g) \u003d 4PCl 3 (l), D r H ° \u003d -1272,0 kJ;
PCl 3 (g) + Cl 2 (g) \u003d PCl 5 (cr), D r H ° \u003d -137,2 kJ.
Răspuns: -455,2 kJ/mol.
15. Calculați modificarea entalpiei de reacție în condiții standard: H 2 (g) + 1 / 3O 3 (g) \u003d H 2 O (g), pe baza următoarelor date:
2O 3 (g) \u003d 3O 2 (g), D r H ° \u003d -288,9 kJ,
kJ/mol.
Raspuns: -289,95 kJ.
16. Calculați entalpia standard a reacției de formare a PbO folosind următoarele date:
1) 2Pb (cr) + O 2 (g) \u003d 2PbO 2 (cr) - 553,2 kJ;
2) 2PbO 2 (cr) \u003d 2PbO (cr)) + O 2 (g) + 117,48 kJ.
Raspuns: -217,86 kJ/mol.
17. Calculați entalpia standard a reacției de formare a CuCl folosind următoarele date:
1) CuCl2 (cr) + Cu (cr) = 2 CuCl (cr) - 63,5 kJ;
2) Cu (cr) + CI2 (g) = CuCl2 (cr) - 205,9 kJ.
Raspuns: 134,7 kJ/mol.
18. Calculați Δ f H° al alcoolului metilic în stare lichidă, cunoscând următoarele date:
H2 (g) + 1 / 2O2 (g) \u003d H2O (g), D r H ° \u003d -285,8 kJ;
C (gr) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g), D r H ° \u003d -393,7 kJ;
CH 3 OH (l) + 3 / 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (l), D r H ° \u003d -715,0 kJ.
Răspuns: -250,3 kJ/mol.
19. Entalpiile standard de ardere a benzenului și acetilenei sunt -3270 și respectiv -1302 kJ/mol. Determinați D r H ° conversiei acetilenei în benzen: 3C 2 H 2 (g) \u003d C 6 H 6 (g).
Răspuns: -636 kJ.
20. Determinați entalpia standard de formare a oxidului de fier (III), dacă s-au eliberat 146,8 kJ de căldură în timpul oxidării a 20 g de fier.
Răspuns: -822 kJ/mol.
21. Calculați cantitatea de căldură care se eliberează la primirea a 22,4 litri de amoniac (n.o.) dacă
N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g), D r H ° \u003d -92 kJ.
Răspuns: -46 kJ.
22. Determinați Δ f H° etilenei folosind următoarele date.
C2H4 (g) + 3O2 (g) \u003d 2CO2 (g) + 2H20 (g) -1323 kJ;
C (gr) + O2 (g) \u003d CO2 (g) -393,7 kJ;
H2 (g) + 1 / 2O2 (g) \u003d H2O (g) -241,8 kJ.
Răspuns: 52 kJ/mol.
23. Calculați entalpia reacției F (g) + Li (g) \u003d F - (g) + Li + (g),
dacă F (g) + e \u003d F - (g) -322 kJ / mol;
Li (g) \u003d Li + (g) + e + 520 kJ / mol.
Răspuns: 198 kJ.
24. Calculați entalpia standard a formării Hg 2 Br 2 folosind următoarele date:
1) HgBr2 (cr) + Hg (g) = Hg2Br2 (cr) - 37,32 kJ;
2) HgBr 2 (cr) \u003d Hg (l) + Br 2 (l) + 169,45 kJ.
Raspuns: -206,77 kJ/mol.
25. Calculați entalpia standard a formării bicarbonatului de sodiu folosind următoarele date:
2NaHCO 3 (cr) \u003d Na 2 CO 3 (cr) + CO 2 (g) + H 2 O (g) + 130,3 kJ,
dacă 
kJ/mol;
C (gr) + O2 (g) \u003d CO2 (g) - 393,7 kJ; H2 (g) + 1 / 2O2 (g) \u003d H2O (g) -241,8 kJ.
Răspuns: -947,4 kJ/mol.
26. Calculați entalpia standard a formării de CaCO 3 (cr) folosind următoarele date:
Ca (OH) 2 (c) + CO 2 (g) \u003d CaCO 3 (cr) + 173,9 kJ;
C (gr) + O2 (g) \u003d CO2 (g) - 393,7 kJ;
kJ/mol.
Răspuns: -1206 kJ/mol.
27. Determinați entalpia standard de formare a oxidului de fier (III), dacă în timpul reacției
2Fe + Al 2 O 3 \u003d Fe 2 O 3 + 2Al
pentru fiecare 80 g de Fe 2 O 3, se absorb 426,5 kJ de căldură, 
kJ/mol.
Răspuns: -823 kJ/mol.
28. Câtă căldură trebuie cheltuită pentru a obține 11,2 kg de fier, dacă, în conformitate cu ecuația termochimică, FeO (t) + H 2 (g) \u003d Fe (t) + H 2 O (g) + 23 kJ .
Răspuns: 4600 kJ.
29. Aflați căldura de ardere a diamantului dacă căldura standard de ardere a grafitului este -393,51 kJ/mol, iar căldura este
iar tranziția de fază С(grafit) ® С(diamant) este
1,88 kJ/mol.
Raspuns: -395,39 kJ/mol.
30. Câtă căldură este eliberată atunci când 1 kg de fosfor roșu este transformat în fosfor negru, dacă se cunoaște,
că entalpiile standard de formare a fosforului roșu și negru sunt -18,41 și respectiv -43,20 kJ/mol.
Răspuns: -800 kJ.
Secțiunea II
Calculați modificarea standard a energiei Gibbs a unei reacții chimice la o temperatură de 25 °C din valorile entalpiilor standard de formare și entropiile absolute ale compușilor chimici și stabiliți posibilitatea unei reacții spontane:
1. 4NH 3g + 5O 2g = 4NO g + 6H 2 O g.
Raspuns: -955,24 kJ; reacția este posibilă.
2. SO 2g + 2H 2 S g \u003d 3S la + 2H 2 O bine.
Răspuns: -107,25 kJ; reacția este posibilă.
3. 2H2Sg + 3O2g = 2H2Og + 2SO2g.
Raspuns: -990,48 kJ; reacția este posibilă.
4. 2NO g + O 3g + H 2 O bine \u003d 2HNO 3g.
Raspuns: - 260,94 kJ; reacția este posibilă.
5. 3Fe 2 O 3k + CO g \u003d 2Fe 3 O 4k + CO 2g.
Raspuns: - 64,51 kJ; reacția este posibilă.
6. 2CH 3 OH w + 3O 2g \u003d 4H 2 Og + 2CO 2g.
Raspuns: - 1370,46 kJ; reacția este posibilă.
7. CH 4g + 3CO 2g \u003d 4CO g + 2H 2 O g.
Raspuns: 228,13 kJ; reacția nu este posibilă.
8. Fe 2 O 3k + 3CO g \u003d 2Fe k + 3CO 2g.
Răspuns: -31,3 kJ; reacția este posibilă.
9. C 2 H 4g + 3O 2g \u003d 2CO 2g + 2H 2 O g.
Răspuns: -1313,9 kJ; reacția este posibilă.
10. 4NH 3g + 3O 2g = 6H 2 O g + 2N 2g.
Raspuns: -1305,69 kJ; reacția este posibilă.
11. 4NO 2g + O 2g + 2H 2 O x = 4HNO 3g.
Raspuns: -55,08 kJ; reacția este posibilă.
12. 2HNO 3l + NO g = 3NO 2g + H 2 O l.
Răspuns: -7,71 kJ; reacția este posibilă.
13. 2C 2 H 2g + 5O 2g \u003d 4CO 2g + 2H 2 O g.
Raspuns: -2452,81 kJ; reacția este posibilă.
14. Fe 3 O 4k + 4H 2g \u003d 3Fe la + 4H 2 O g.
Răspuns: 99,7 kJ; reacția nu este posibilă.
15. 2Fe 2 O 3k + 3C k \u003d 4Fe k + 3CO 2g.
Răspuns: 297,7 kJ; reacția nu este posibilă.
16. Fe 3 O 4k + 4CO g \u003d 3Fe k + 4CO 2g.
Răspuns: -14,88 kJ; reacția este posibilă.
17. 2H 2 S g + O 2g \u003d 2H 2 O bine + 2S c.
Răspuns: -407,4 kJ; reacția este posibilă.
18. Fe 2 O 3k + 3H 2g \u003d 2Fe la + 3H 2 O g.
Răspuns: 54,47 kJ; reacția nu este posibilă.
Calculați modificarea standard a energiei Gibbs a unei reacții chimice la o temperatură de 25 °C din valorile entalpiilor standard de formare și entropiile absolute ale compușilor chimici și determinați la ce temperatură va avea loc echilibrul în sistem.
19. 4HCl g + O 2g ↔ 2Cl 2g + 2H 2 O f.
Răspuns: -93,1 kJ; ~552 K.
20. Cl 2g + 2HI g ↔ I 2c + 2HCl g.
Răspuns: -194,0 kJ; ~1632 K.
21. SO 2g + 2CO g ↔ 2CO 2g + S c.
Raspuns: -214,24 kJ; ~1462 K.
22. CH 4g + 2H 2 Og ↔ CO 2g + 4H 2g.
Răspuns: 113,8 kJ; ~959 K.
23. CO g + 3H 2g ↔ CH 4g + H 2 O g.
Raspuns: -142,36 kJ; ~ 963 K.
Calculați modificarea energiei Gibbs a unei reacții chimice la o temperatură de 350 °C din entalpiile standard de formare și entropiile absolute ale compușilor chimici. Ignorați dependența de temperatură a lui D f H° și S°. Setați posibilitatea reacțiilor spontane:
24. 2РН 3g + 4O 2g \u003d P 2 O 5k + 3H 2 O g.
Raspuns: 1910,47 kJ; reacția este posibilă.
25. CI2g + SO2g + 2H2Ow = H2SO4w + 2HCI g.
Răspuns: -80,0 kJ; reacția este posibilă.
26. P 2 O 5k + 5C k \u003d 2P k + 5CO g.
Răspuns: 860,0 kJ; reacția nu este posibilă.
27. 2CO g + SO 2g \u003d S la + 2CO 2g.
Răspuns: -154,4 kJ; reacția este posibilă.
28. CO 2g + 4H 2g \u003d CH 4g + 2H 2 O g.
Răspuns: -57,9 kJ; reacția este posibilă.
29. NO g + O 3 g = O 2 g + NO 2 g.
Raspuns: -196,83 kJ; reacția este posibilă.
30. CH 4g + 2O 2g \u003d CO 2g + 2H 2 O g.
Răspuns: -798,8 kJ; reacția este posibilă.
201. În ce direcție, în condiții standard, va avea loc reacția N 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2NO (g)? Susține-ți răspunsul cu calcule.
202. Calculați modificarea energiei Gibbs a unei reacții la 1000 K dacă ∆ r N° 298 = 131,3 kJ și ∆ r S° 298 \u003d 133,6 J / K (influența temperaturii T pe ∆ Hși ∆ S neglijare).
203. Calculați ∆ rG° 298 sisteme PbO 2 + Pb = 2PbO pe baza ∆ r N° 298 și ∆ r S° 298 reactanți. Determinați dacă această reacție este posibilă.
204. Determinați în ce direcție reacția Fe 2 O 3 (c) + 3H 2 \u003d \u003d Fe (c) + 3H 2 O (g) se va desfășura spontan în condiții standard.
205. Calculați modificarea energiei Gibbs și determinați posibilitatea reducerii oxidului de crom (III) cu carbon la 1500 K conform reacției Cr 2 O 3 (t) + 3C (t) \u003d 2Cr (t) + 3CO (g) .
206. Tungstenul se obține prin reducerea oxidului de wolfram (IV) cu hidrogen. Determinați posibilitatea ca această reacție să aibă loc la 500 și 1000 ° C în conformitate cu reacția WO 3 (t) + 3H 2 (g) \u003d W (t) + 3H 2 O (g).
207. Calculați modificarea energiei Gibbs și determinați posibilitatea ca această reacție să aibă loc în condiții standard CO (g) + H 2 O (l) \u003d CO 2 (g) + H 2 (g).
208. Calculați modificarea energiei Gibbs și determinați posibilitatea reacției de descompunere a oxidului de cupru (II) la 400 și 1500 K conform reacției 4CuO (t) \u003d 2Cu 2 O (t) + O 2 (g).
209. Determinați temperatura reacției echiprobabile în direcția înainte și în sens invers, dacă ∆ r N° 298 = = 38 kJ și ∆ r S° 298 = 207 J/K.
210. Calculați ∆ rG° 298 și ∆ rG° 1000 pentru reacția H 2 O (g) + + C (g) \u003d CO (g) + H 2 (g). Cum afectează temperatura probabilitatea termodinamică ca un proces să se desfășoare în direcția înainte?
211. Care dintre următoarele reacții este mai probabilă termodinamic: 1) N 2 + O 2 \u003d 2NO sau 2) N 2 + 2O 2 \u003d 2NO 2? Susține-ți răspunsul cu calcule.
212. Determinați semnul lui ∆ rG° 298, fără a recurge la calcule, pentru reacția CaO (t) + CO 2 (g) \u003d CaCO 3 (t), ∆ r N° 298 \u003d -178,1 kJ / mol. Explicați răspunsul.
213. Determinați semnul lui ∆ rG° 298 pentru procesul de asimilare a zaharozei în corpul uman, care se reduce la oxidarea sa C 12 H 22 O 11 (s) + 12O 2 (g) \u003d 12CO 2 (g) + 11H 2 O (g).
214. Verificați dacă există o amenințare ca oxidul de azot (I), folosit în medicină ca narcotic, să fie oxidat de oxigenul aerului într-un oxid de azot (II) foarte toxic conform reacției 2N 2 O (g) + O 2 (g). ) \u003d 4NO (G) .
215. Glicerina este unul dintre produșii metabolismului, care în cele din urmă este transformat în organism în CO 2 (g) și H 2 O (g). Calculați ∆ rG° 298 reacția de oxidare a glicerolului dacă ∆ f G° 298 (C3H8O3) = = 480 kJ/mol.
216. Calculați modificarea energiei Gibbs pentru reacția de fotosinteză 6CO 2 (g) + 6H 2 O (g) \u003d C 6 H 12 O 6 (soluție) + 6O 2 (g).
217. Determinați temperatura la care ∆ rG° T \u003d 0, pentru reacția H 2 O (g) + CO (g) \u003d CO 2 (g) + H 2 (g).
218. Calculați caracteristicile termodinamice ∆ r N° 298 , ∆ r S° 298 , ∆ rG° 298 reacții 2NO (g) \u003d N 2 O 4 (g). Formulați o concluzie despre posibilitatea reacției la temperaturi 0; 25 și 100 °C, confirmați prin calcul.
219. Este posibilă reacția 3Fe 2 O 3 (c) + H 2 (g) \u003d 2Fe 3 O 4 (c) \u003d H 2 O (g)? Susține-ți răspunsul cu calcule.
220. Calculați modificarea energiei Gibbs a reacției la 980 K dacă ∆ r N° 298 = 243,2 kJ și ∆ r S° 298 = 195,6 J/K (influența temperaturii asupra ∆ Hși ∆ S neglijare).
221. Calculați ∆ rG° 298 și ∆ rG° 1000 pentru reacție
Fe 2 O 3 (c) + 3CO (g) \u003d 2 Fe (c) + 3CO 2 (g)
Cum afectează temperatura probabilitatea termodinamică ca un proces să se desfășoare în direcția înainte?
222. Interacțiunea carburii de calciu cu apa este descrisă prin două ecuații:
a) CaC2 + 2H2O \u003d CaCO3 + C2H2; b) CaC 2 + 5H 2 O \u003d CaCO 3 + 5H 2 + CO 2.
Care reacție este mai preferabilă din punct de vedere termodinamic? Explicați rezultatele calculului.
223. Determinați direcția fluxului spontan al reacției SO 2 + 2H 2 \u003d S cr + 2H 2 O în condiții standard.
224. Calculați modificarea energiei Gibbs a reacției ZnS + 3 / 2O 2 \u003d ZnO + SO 2 la 298 și 500 K.
225. Determinați direcția reacției spontane
NH4Cl (c) + NaOH (c) \u003d NaCl (c) + H2O (g) + NH3 (g).
in conditii standard
Viteză reacții chimice
226. Determinați de câte ori se va schimba viteza unei reacții gazoase omogene 4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2 dacă presiunea totală în sistem crește de 3 ori.
227. Viteza de reacție: 2NO + O 2 → 2NO 2 la concentrații de NO și O 2 egale cu 0,6 mol/dm 3 este de 0,18 mol/(dm 3 ·min). Calculați constanta vitezei de reacție.
228. De câte ori trebuie crescută concentrația de CO în sistem pentru a crește viteza reacției 2CO → CO 2 + C (tv) de 4 ori?
229. Reacția se desfășoară conform ecuației N 2 + O 2 → 2NO. Concentrațiile inițiale de azot și oxigen sunt 0,049 și 0,01 mol/dm 3 . Calculați concentrațiile de substanțe atunci când în sistem se formează 0,005 mol NO.
230. Reacția dintre substanțele A și B are loc conform ecuației 2A + B \u003d C. Concentrația substanței A este de 6 mol / l, iar substanța B este de 5 mol / l. Constanta vitezei de reacție este de 0,5 l/(mol s). Calculați viteza de reacție în momentul inițial și în momentul în care 45% din substanța B rămâne în amestecul de reacție.
231. De câte grade trebuie crescută temperatura pentru a crește viteza reacției de 90 de ori? Coeficientul de temperatură van't Hoff este de 2,7.
232. Coeficientul de temperatură al vitezei de reacție de descompunere a iodului de hidrogen conform reacției 2HI \u003d H 2 + I 2 este 2. Calculați constanta de viteză a acestei reacții la 684 K, dacă la 629 K constanta de viteză este 8,9 10 - 5 l / (mol s).
233. Determinați coeficientul de temperatură al vitezei de reacție dacă reacția a încetinit de 25 de ori când temperatura a fost scăzută cu 45 °.
234. Calculați la ce temperatură se va termina reacția în 45 de minute, dacă la 293 K durează 3 ore. Luați coeficientul de temperatură al vitezei de reacție egal cu 3,2.
235. Calculați constanta de viteză a reacției la 680 K, dacă la 630 K constanta de viteză a acestei reacții este 8,9 -5 mol/(dm 3 s), iar γ = 2.
236. Constanta vitezei de reacție la 9,4 °C este de 2,37 min -1, iar la 14,4 °C este de 3,204 min -1. Calculați energia de activare și coeficientul de temperatură al vitezei de reacție.
237. Calculați de câte grade trebuie crescută temperatura pentru a crește viteza de reacție de 50 și de 100 de ori dacă coeficientul de temperatură al vitezei de reacție este 3.
238. La 393 K reacția este finalizată în 18 min. După ce interval de timp se va termina această reacție la 453 K dacă coeficientul de temperatură al vitezei de reacție este 3?
239. Concentrațiile inițiale ale reactanților reacției CO + H 2 O (g) → CO 2 + H 2 au fost egale (mol / dm 3): \u003d 0,8; = 0,9; = 0,7; = 0,5. Determinați concentrațiile tuturor participanților la reacție după ce concentrația de hidrogen a crescut cu 10%.
240. Reacția dintre substanțele A și B se exprimă prin ecuația A + 2B → C. Concentrațiile inițiale ale substanței sunt: [A] = 0,03 mol/l; [B] = 0,05 mol/l. Constanta vitezei de reacție este 0,4. Determinați viteza de reacție inițială și viteza de reacție după un timp, când concentrația substanței A scade cu 0,01 mol / l.
241. În sistemul CO + Cl 2 = COCl 2, concentrația a fost crescută de la 0,03 la 0,12 mol/l, iar concentrația de clor a fost crescută de la 0,02 la 0,06 mol/l. Cu cât a crescut rata reacției directe?
242. De câte ori se va schimba viteza reacției 2A + B → A 2 B dacă se dublează concentrația substanței A, iar concentrația substanței B se reduce de 2 ori?
243. Ce proporție (%) de novocaină se va descompune în 10 zile de depozitare la 293 K, dacă la 313 K constanta de viteză a hidrolizei novocainei este de 1 10 -5 zi -1, iar energia de activare a reacției este de 55,2 kJ/mol ?
244. La 36 °C, constanta de viteză a dezintegrarii penicilinei este 6·10 -6 s -1 , iar la 41 °С este 1,2·10 -5 s -1 . Calculați coeficientul de temperatură al reacției.
245. De câte ori va crește viteza unei reacții care are loc la 298 K dacă energia de activare este redusă cu 4 kJ/mol?
246. Calculați coeficientul de temperatură (γ) al constantei de viteză a reacției de descompunere a peroxidului de hidrogen în intervalul de temperatură 25 °C - 55 °C la E a= 75,4 kJ/mol.
247. Descompunerea peroxidului de hidrogen cu formarea oxigenului într-o soluție de KOH 0,045 M la 22 ° C are loc ca reacție de ordinul întâi cu un timp de înjumătățire τ 1/2 = 584 min. Calculați viteza de reacție la momentul inițial după amestecarea unor volume egale de soluție de KOH 0,090 M și soluție de H 2 O 2 0,042 M și cantitatea de peroxid de hidrogen rămasă în soluție după o oră.
248. Cu o creștere a temperaturii cu 27,8 °C, viteza de reacție a crescut de 6,9 ori. Calculați coeficientul de temperatură al vitezei de reacție și energia de activare a acestei reacții la 300 K.
249. Pentru o reacție de ordinul întâi, timpul de înjumătățire al unei substanțe la 351 K este de 411 minute. Energia de activare este de 200 kJ/mol. Calculați cât timp va dura descompunerea a 75% din cantitatea inițială a substanței la 402 K.
250. Constantele de viteză ale unei anumite reacții la 25 și 60 °C sunt 1,4 și, respectiv, 9,9 min -1. Calculați constantele vitezei acestei reacții la 20 și 75°C.
Echilibru chimic
251. Constanta de echilibru a reacției A + B = C + D este egală cu unu. Concentrația inițială [A] = 0,02 mol/L. Câte procente din substanța A suferă transformare dacă concentrațiile inițiale [B] = 0,02; 0,1; 0,2 mol/l?
252. Concentraţiile iniţiale de azot şi hidrogen în amestecul de reacţie pentru obţinerea amoniacului au fost de 4, respectiv 10 mol/DM3. Calculați concentrațiile de echilibru ale componentelor din amestec dacă 50% din azot a reacționat până la atingerea echilibrului.
253. Reacția reversibilă se desfășoară conform ecuației A + B ↔ C + D. Concentrația inițială a fiecăreia dintre substanțele din amestec este de 1 mol/l. După stabilirea echilibrului, concentrația componentului C este de 1,5 mol/dm3. Calculați constanta de echilibru pentru această reacție.
254. Să se determine concentrațiile inițiale de NO și O 2 și constanta de echilibru a reacției reversibile 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 dacă echilibrul se stabilește la următoarele concentrații de reactanți, mol / dm 3: = 0,12; = 0,48; = 0,24.
255. În ce direcție se va deplasa echilibrul chimic din sistemul 2NO 2 ↔ NO + O 2 dacă concentrațiile de echilibru ale fiecărei componente sunt reduse de 3 ori?
256. De câte ori va scădea presiunea parțială de echilibru a hidrogenului în timpul reacției N 2 + 3H 2 ↔ 2 NH 3 dacă presiunea azotului se dublează?
257. În sistemul 2NO 2 ↔ N 2 O 4 la 60 ° C și presiune standard, s-a stabilit echilibrul. De câte ori trebuie redus volumul până la dublarea presiunii?
258. În ce direcție se va deplasa echilibrul pe măsură ce temperatura sistemului crește:
1) COCl2 ↔ CO + CI2; ∆ r N° 298 = -113 kJ/mol
2) 2СО ↔ CO 2 +С; ∆ r N° 298 = -171 kJ/mol
3) 2SO 3 ↔ 2SO 2 + O 2; ∆ r N° 298 = -192 kJ/mol.
Explicați răspunsul.
259. Reacția AB (g) ↔ A (g) + B (g) are loc într-un vas închis. Constanta de echilibru a reacției este 0,04, iar concentrația de echilibru a substanței B este 0,02 mol/l. Determinați concentrația inițială a substanței AB. Ce procent din substanța AB s-a descompus?
260. Când amoniacul este oxidat cu oxigen, este posibilă formarea de azot și diferiți oxizi de azot. Scrieți ecuația reacției și discutați efectul presiunii asupra deplasării de echilibru a reacțiilor cu formarea: a) N 2 O; b) NR 2 .
261. În ce direcție se va deplasa echilibrul pentru reacția reversibilă C (tv) + H 2 O (g) ↔ CO (g) + H 2 (g) când volumul sistemului scade de 2 ori?
262. La o anumită temperatură, echilibrul în sistemul 2NO 2 ↔ 2NO + O 2 a fost stabilit la următoarele concentraţii: = 0,006 mol/l; = 0,024 mol/l. Aflați constanta de echilibru a reacției și concentrația inițială de NO 2 .
263. Concentrațiile inițiale de monoxid de carbon și vapori de apă sunt aceleași și egale cu 0,1 mol/l. Calculați concentrațiile de echilibru de CO, H 2 O și CO 2 în sistemul CO (g) + H 2 O (g) ↔ CO (g) + H 2 (g), dacă concentrația de echilibru a hidrogenului sa dovedit a fi 0,06 mol / l, determinați constanta de echilibru.
264. Constanta de echilibru a reacției 3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3 la o anumită temperatură este 2. Câți moli de azot trebuie introduși pe 1 litru de amestec de gaze pentru a transforma 75% hidrogen în amoniac dacă concentrația de hidrogen a fost de 10 mol/l?
265. În sistemul 2NO (g) + O 2 (g) ↔ 2NO 2 (g), concentrațiile de echilibru ale substanțelor sunt = 0,2 mol / l, = 0,3 mol / l, = 0,4 mol / l. Calculați constanta de echilibru și estimați poziția de echilibru.
266. Într-un vas cu o capacitate de 0,2 litri s-au pus 0,3 și 0,8 g de hidrogen și iod. După ce s-a stabilit echilibrul, s-au găsit 0,7 g de HI în vas. Calculați constanta de echilibru a reacției.
267. Concentrațiile inițiale de H2 și I2 sunt 0,6 și, respectiv, 1,6 mol/L. După stabilirea echilibrului, concentrația de iod hidrogen a fost de 0,7 mol/l. Calculați concentrațiile de echilibru ale H 2 și I 2 și constanta de echilibru.
268. La o anumită temperatură, constanta de echilibru a reacției 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 este de 2,5 mol -1 l iar într-un amestec de gaze de echilibru = 0,05 mol / l și = 0,04 mol / l. Calculați concentrațiile inițiale de oxigen și NO.
269. Substanțele A și B în cantitate de 3 și, respectiv, 4 moli, situate într-un vas cu o capacitate de 2 litri, reacționează conform ecuației 5A + 3B \u003d A 5 B 3.
Au reacţionat 1,6 mol de substanţă A. Determinaţi cantitatea de substanţă B consumată şi produsul obţinut. Calculați constanta de echilibru.
270. La studierea echilibrului reacţiei H 2 + I 2 = 2HI s-a constatat că la concentraţiile iniţiale de H 2 şi I 2 de 1 mol/l, concentraţia de echilibru a HI este de 1,56 mol/l. Calculați concentrația de echilibru a iodului hidrogen dacă concentrațiile inițiale de H 2 și I 2 au fost de 2 mol/L fiecare.
271. La studierea echilibrului H 2 + I 2 = 2HI, s-a dovedit că concentrațiile de echilibru ale H 2 , I 2 și respectiv HI sunt de 4,2; 4,2; 1,6 mol/l. Într-un alt experiment, efectuat la aceeași temperatură, s-a constatat că concentrațiile de echilibru ale I 2 și HI sunt de 4,0 și 1,5 mol/l. Calculați concentrația de hidrogen în acest experiment.
272. La o anumită temperatură în sistemul gazos de echilibru SO 2 - O 2 - SO 3, concentraţiile de substanţe s-au ridicat la 0,035, respectiv; 0,15 şi 0,065 mol/l. Calculați constanta de echilibru și concentrațiile inițiale ale substanțelor, presupunând că este vorba doar de oxigen și SO 2 .
273. Într-un vas cu o capacitate de 8,5 litri, a fost stabilit echilibrul CO (g) + Cl 2 (g) \u003d COCl 2 (g). Compoziția amestecului de echilibru (g): CO - 11, Cl 2 - 38 și COCl 2 - 42. Calculați constanta de echilibru a reacției.
274. Cum se schimbă echilibrul și constanta de echilibru a reacției H 2 (g) + Cl 2 (g) \u003d 2HCl (g), ∆ H < 0, следующие факторы: а) увеличение концентраций Н 2 , Cl 2 и HCl; б) увеличение давления в 3 раза; в) повышение температуры?
275. Concentrațiile inițiale de NO și Cl 2 în sistemul omogen 2NO + Cl 2 = 2NOCl sunt de 0,5 și, respectiv, 0,2 mol/dm 3. Calculați constanta de echilibru dacă 35% NO a reacționat până la momentul echilibrului.
Trimiteți-vă munca bună în baza de cunoștințe este simplu. Utilizați formularul de mai jos
Studenții, studenții absolvenți, tinerii oameni de știință care folosesc baza de cunoștințe în studiile și munca lor vă vor fi foarte recunoscători.
postat pe http://www.allbest.ru/
postat pe http://www.allbest.ru/
Probabilitatea termodinamică a diferitelor direcții ale reacțiilor complexe în procesele de rafinare a petrolului
În conformitate cu ecuația lui Gibbs, probabilitatea termodinamică de apariție a unei reacții chimice este determinată de semnul și mărimea modificării energiei libere Gibbs (potențial izobar-izotermic, entalpia liberă). Modificarea energiei Gibbs este legată de constanta de echilibru a reacției prin următoarea formulă:
reacție chimică termodinamică rafinare a petrolului
unde K p este constanta de echilibru,
K p \u003d K 1 /K 2, (K 1 și K 2 sunt constantele de viteză ale reacțiilor directe și inverse); - modificarea energiei Gibbs;
R este constanta gazului;
T - temperatura, K.
Dacă K 1 > K 2 (adică reacția merge spre formarea produselor), atunci K p > 1 și ln K p > 0, adică.< 0.
Din ecuație rezultă că o valoare negativă (la temperaturi scăzute T și presiune P) este o condiție pentru apariția spontană a unei reacții chimice. Mai mult, cu cât valoarea absolută a valorii negative este mai mare, cu atât probabilitatea acestei reacții este mai mare.
Se știe că valoarea crește odată cu creșterea greutății moleculare a hidrocarburilor (cu excepția acetilenei) și a temperaturii. În consecință, hidrocarburile cu greutate moleculară mare, care au un potențial de formare ridicat, sunt mai puțin stabile din punct de vedere termic și mai predispuse la reacții de descompunere, în special atunci când temperaturi mari.
Pentru a evalua probabilitatea termodinamică a unei anumite reacții, se utilizează mărimea modificării energiei libere ca rezultat al reacției.
Energia liberă este acea parte a energiei interne a sistemului care poate fi transformată în muncă. Reacțiile pot fi reversibile sau ireversibile. Reacțiile reversibile, care, în funcție de condiții, merg într-o direcție sau inversă includ:
1. Formarea celor mai simple hidrocarburi din elemente și descompunerea hidrocarburilor;
2. Hidrogenarea olefinelor - dehidrogenarea parafinelor;
3. Hidrogenarea aromaticelor - dehidrogenarea naftenelor cu șase membri;
4. Condensarea hidrocarburilor aromatice;
5. Izomerizarea.
Multe reacții: cracare, cocsare, polimerizare sunt ireversibile.
Pentru reacțiile reversibile, orice valoare a condițiilor externe (temperatura și presiunea) corespunde unei anumite stări a sistemului de echilibru, caracterizată printr-un anumit raport dintre cantitățile de substanțe inițiale și produși de reacție. Această stare de echilibru este estimată prin constanta de echilibru.
Probabilitatea termodinamică a oricărei reacții (inclusiv ireversibile) este determinată de semnul modificării energiei libere a reacției G (dacă valoarea lui G este cunoscută pentru orice reacție izotermă și dacă această valoare se dovedește a fi pozitivă, reacția este imposibil din punct de vedere termodinamic în direcția indicată.Dacă valoarea este negativă, atunci procesul poate avea loc și, de fapt, se întâmplă, chiar dacă doar într-un ritm nemăsurat de lent.
Luând valorile din tabelele valorilor energiilor libere de formare din elementele substanțelor inițiale și finale G la orice temperatură și determinând modificarea energiei libere a reacției G pentru aceste temperaturi, obținem coeficienții A și B în ecuație
G T \u003d A + BT,
G \u003d 0, atunci aceasta este limita de temperatură a probabilității termodinamice a reacției: cea inferioară, dacă? G crește odată cu creșterea T, iar cea superioară, dacă? G crește odată cu creșterea temperaturii. Pentru reacțiile reversibile, reacția are loc și la temperaturi în afara probabilității termodinamice, dar cu o adâncime mai mică decât cea a reacției opuse. Cu toate acestea, pentru reacțiile reversibile, randamentele pot fi modificate prin modificarea concentrațiilor reactanților.
Probabilitatea termodinamică de apariție a unei reacții chimice este determinată de semnul și mărimea modificării energiei libere Gibbs (potențial izobar-izoterm, entalpia liberă). Modificarea energiei Gibbs este legată de constanta de echilibru a reacției prin următoarea formulă:
ln К p = - ?G/(RT),
unde K p este constanta de echilibru,
K p -- K 1 / K 2 y (K 1 și K 2 -- constantele de viteză ale reacțiilor directe și inverse);
G este modificarea energiei Gibbs;
R- constanta gazului;
T este temperatura, K.
Dacă K 1 > K 2 (adică reacția merge în direcția de formare a produselor), atunci Kp > 1 și lpKp > 0, adică. ?G< 0.
Din ecuație rezultă că o valoare negativă G (la valori scăzute ale temperaturii T și ale presiunii P) este o condiție pentru apariția spontană a unei reacții chimice. Mai mult, cu cât valoarea absolută a valorii negative?G este mai mare, cu atât probabilitatea acestei reacții este mai mare.
Se știe că valoarea ΔG crește odată cu creșterea greutății moleculare a hidrocarburilor (cu excepția acetilenei) și a temperaturii. În consecință, hidrocarburile cu molecul mare, care au un potențial energetic de formare ΔG mai mare, sunt mai puțin stabile din punct de vedere termic și mai predispuse la reacții de descompunere, în special la temperaturi ridicate.
Procesele termice industriale se desfășoară de obicei sub presiune și sunt însoțite de reacții omogene sau eterogene.
În principiu, orice proces de rafinare termică a uleiului este însoțit atât de reacții endoterme de dehidrogenare și descompunere a hidrocarburilor, cât și de reacții exoterme de sinteză, polimerizare, condensare etc. Aceste tipuri de reacții diferă nu numai prin semnul efectelor termice, ci și prin dependența de temperatură a valorilor energiei libere Gibbs. Pentru reacțiile endoterme de descompunere a hidrocarburilor, valorile ΔG scad odată cu creșterea temperaturii, iar pentru reacțiile exoterme cresc, adică reacțiile de descompunere sunt termodinamic la temperatură ridicată, iar reacțiile de sinteză sunt termodinamic la temperatură joasă. O concluzie similară rezultă din principiul Le Chatelier-Brown: o creștere a temperaturii contribuie la curgerea reacțiilor endoterme în direcția de formare a produselor și a reacțiilor exoterme în direcția opusă.
În intervalul de temperatură de 300--1200 ° C, în care se desfășoară majoritatea proceselor industriale de rafinare a petrolului, entalpia liberă depinde liniar de temperatură:
În această ecuație, valoarea coeficientului b crește odată cu creșterea efectului termic al reacției (pentru reacțiile endoterme, b > 0, iar pentru reacțiile exoterme, b< 0). В реакциях с небольшим тепловым эффектом (например, изомеризации или гидрокрекинга) ?G мало зависит от температуры. В реакциях же со значительным тепловым эффектом (выделение или поглощение) эта зависимость заметно значительнее.
În conformitate cu principiul Le Chatelier-Brown, presiunea are un efect semnificativ asupra valorii constantei vitezei de reacție. Creșterea lui favorizează reacții cu scădere a volumului (în principal reacții de sinteză). Presiunile scăzute accelerează reacțiile de descompunere.
Predicția probabilității de formare a unuia sau altuia produs de descompunere în timpul proceselor termice se poate baza și pe date termodinamice, în special, pe valorile energiei de legare între atomi din molecule. Astfel, analiza datelor privind entalpia liberă de formare ne permite să tragem următoarele concluzii despre direcția de descompunere a hidrocarburilor.
În alcani, energia de rupere a legăturii dintre atomul de carbon extrem și hidrogen este cea mai mare în metan (431 kJ/mol) și scade pe măsură ce numărul de atomi de carbon crește la 4 și apoi devine constantă (la nivelul de 394 kJ/mol). ).
În alcanii normali, energia de rupere a legăturilor dintre atomii de hidrogen și carbonul din interiorul lanțului scade treptat spre mijlocul lanțului (până la 360 kJ/mol).
Energia de desprindere a unui atom de hidrogen dintr-un atom de carbon secundar, și mai ales terțiar, este oarecum mai mică decât de la unul primar.
Într-o moleculă de alchenă, energia de extracție a unui atom de hidrogen dintr-un atom de carbon cu o legătură dublă este mult mai mare, iar de la un atom de carbon conjugat cu o legătură dublă, este mult mai mică decât energia legăturii C--H în alcani.
În inelele naftenice, puterea legăturii C-H este aceeași ca și în legăturile atomului de carbon secundar cu hidrogenul din moleculele de alcan.
În moleculele de benzen și hidrocarburi alchilaromatice, energia de legătură dintre atomul de carbon din inel și hidrogen este comparabilă cu puterea legăturii C-H din metan, iar energia de extracție a hidrogenului din carbonul conjugat cu inelul aromatic este mult mai mică decât energia legăturii C--H în alcani.
Energia de rupere a legăturii carbon-carbon în moleculele tuturor claselor de hidrocarburi este întotdeauna mai mică decât energia legăturii C--H (cu aproximativ 50 kJ/mol).
În moleculele de alcan, lungimea, structura lanțului și locația legăturii rupte afectează calitativ energia de rupere a legăturii carbon-carbon, în mod similar cu efectul lor asupra rezistenței legăturii C-H. Astfel, legătura dintre atomii de carbon exteriori slăbește pe măsură ce numărul de atomi de carbon crește (de la 360 pentru etan la 335 kJ/mol pentru pentan și mai mult), iar legătura dintre atomii de carbon interni slăbește pe măsură ce numărul de atomi de carbon se apropie de mijlocul lanțului (până la 310 kJ/mol). De exemplu, energia de rupere a legăturii C--C în molecula de n-octan, în funcție de locația sa, se modifică după cum urmează: 335; 322; 314; 310; 314; 322; 335 kJ/mol.
Legăturile dintre atomii de carbon primari sunt întotdeauna mai puternice decât legăturile C--C în combinații cu atomi de carbon primari, secundari (Cw) și terțiari (Ctr). Energia de rupere a legăturii carbon-carbon (D c - c) scade în următoarea secvență:
D C - C > D C - C t > D C - C tr > D C t - C t > D C t - C tr > D C tr - C tr.
10. La alchene, legăturile duble carbon-carbon sunt mult mai puternice (dar de mai puțin de 2 ori) decât legăturile C--C în alcani. Astfel, energia de rupere a legăturii C = C din etilenă este de 500 kJ/mol. Cu toate acestea, legăturile C-C conjugate la dublu (adică, situate în poziția b față de aceasta) sunt mult mai slabe decât legăturile C-C din alcani.
11. Energia ruperii legăturii carbon-carbon din ciclul ciclopentan (293 kJ/mol) și ciclohexan (310 kJ/mol) este ceva mai mică decât legătura C--C din mijlocul lanțului hexanului normal (318 kJ/mol).
12. În hidrocarburile alchilaromatice, legătura carbon-carbon conjugată la inelul aromatic (C--C ar) este mai puțin puternică decât legătura C--C în alcani. Conjugarea cu un inel aromatic reduce puterea legăturii carbon-carbon în aproximativ aceeași măsură ca și conjugarea cu o legătură dublă. Conjugarea cu mai multe inele benzenice reduce și mai mult puterea legăturii C-C.
13. Energia de rupere (disocierea) atomilor de hidrogen dintr-o moleculă de hidrogen este puțin mai mare decât legătura C--H în metanul cel mai rezistent la căldură și este de 435 kJ/mol.
14. Forță Conexiune C-Sîn mercaptani şi Conexiune S-Sîn disulfuri este comparabilă cu Conexiune C-Cîn alcani.
Evident, în timpul termolizei materiilor prime de hidrocarburi se vor rupe în primul rând cele mai slabe legături și se vor forma produse în principal cu o energie liberă de formare mai mică. Astfel, analiza termodinamică face posibilă prezicerea compoziției componentelor și calcularea concentrațiilor de echilibru ale componentelor din produsele de reacție în funcție de condițiile proceselor termice și catalitice.
Schemele (I-IV) ale transformărilor chimice ale hidrocarburilor în timpul termolizei sunt prezentate în fig. unu.
Orez. 1. Scheme ale transformărilor hidrocarburilor în timpul termolizei materiilor prime
Găzduit pe Allbest.ru
...Documente similare
Determinarea puterii calorice a etilenei. Calculul energiei Gibbs a reacției și a posibilității sale fundamentale de a continua. Calculul preparării unei soluții saline de concentrația dorită. Compilarea ecuației ionice a unei reacții chimice. Procese de coroziune a fierului.
test, adaugat 29.01.2014
Conceptul și tipurile de reacții complexe. Reacții reversibile de diferite ordine. Cel mai simplu caz de două reacții paralele ireversibile de ordinul întâi. Mecanismul și etapele reacțiilor succesive. Caracteristicile și viteza reacțiilor în lanț și cuplate.
prelegere, adăugată 28.02.2009
Etanolul și proprietățile sale. Calculul modificării entropiei unei reacții chimice. Principalele metode de producere a etanolului. Fizice și Proprietăți chimice etilenă. Calculul constantei de echilibru. Constatarea efectului termic al reacției și determinarea posibilității de apariție a acesteia.
lucrare de termen, adăugată 13.11.2009
Efectul termic al unei reacții chimice sau modificarea entalpiei unui sistem datorită unei reacții chimice. Influența condițiilor externe asupra echilibrului chimic. Influența presiunii, concentrației și temperaturii asupra poziției de echilibru. Tipuri de legături chimice.
rezumat, adăugat 13.01.2011
Compilarea ecuațiilor reacțiilor ionice. Determinarea procentului de componente din aliaj. Calculul modificării energiei Gibbs pentru o reacție chimică. Construirea unei diagrame de stare pentru sistemele bismut-teluriu. Determinarea stării unui sistem monocomponent.
test, adaugat 12.09.2009
Dependența unei reacții chimice de concentrația reactanților la o temperatură constantă. Viteza reacțiilor chimice în sisteme eterogene. Influența concentrației substanțelor inițiale și a produselor de reacție asupra echilibrului chimic într-un sistem omogen.
test, adaugat 04.04.2009
Calculul afinității compușilor de fier pentru oxigenul atmosferic la o anumită constantă de echilibru de reacție. Determinarea cantității de materie descompusă în timpul încălzirii. Calculul constantei de echilibru pentru reacția CO+0,5O2=CO2 folosind energia Gibbs standard.
test, adaugat 03.01.2008
Catalizatori moderni utilizați în procesele de rafinare a petrolului, criterii de evaluare a eficacității acestora și caracteristici de utilizare. Bazele metodologice ale procesului de cracare catalitică. Determinarea hidrocarburilor nesaturate în fracțiile petroliere.
lucrare de termen, adăugată 20.04.2016
În sinteza organică, reacțiile de hidrogenare implică orice molecule care au legături nesaturate. Sintezele lui Fischer-Tropsch. Reacția inversă la hidrogenare este procesul de dehidrogenare în sinteza organică industrială și în procesele de rafinare a petrolului.
rezumat, adăugat 28.01.2009
Conceptul și subiectul de studiu al cineticii chimice. Viteza unei reacții chimice și factorii care o influențează, metode de măsurare și semnificație pentru diverse industrii. Catalizatori și inhibitori, diferența de efect asupra reacțiilor chimice, aplicare.
Legea termodinamicii vă permite să calculați efectele termice ale diferitelor procese, dar nu oferă informații despre direcția procesului.
Pentru procesele care au loc în natură, sunt cunoscute două forțe motrice:
1. Dorința sistemului de a intra într-o stare cu cea mai mică cantitate de energie;
2. Dorința sistemului de a atinge starea cea mai probabilă, care se caracterizează prin numărul maxim de particule independente.
Primul factor este caracterizat de o modificare a entalpiei. Cazul luat în considerare trebuie să fie însoțit de degajare de căldură, prin urmare, DH< 0.
Al doilea factor este determinat de temperatură și schimbare entropie.
Entropie (S)- funcția termodinamică a stării sistemului, care reflectă probabilitatea realizării uneia sau alteia stări a sistemului în procesul de transfer de căldură.
La fel ca energia, entropia nu se numără printre mărimile determinate experimental. Într-un proces reversibil care are loc în condiții izoterme, modificarea entropiei poate fi calculată folosind formula:
Aceasta înseamnă că, odată cu cursul ireversibil al procesului, entropia crește datorită transferului unei părți din lucru în căldură.
Astfel, în procesele reversibile, sistemul realizează maximum posibilă slujbă. Într-un proces ireversibil, sistemul lucrează întotdeauna mai puțin.
Tranziție locul de muncă pierdutîn căldură este o caracteristică a căldurii ca formă dezordonată macroscopic de transfer de energie. Prin urmare, interpretarea entropiei ca măsură a dezordinei în sistem apare:
Pe măsură ce dezordinea din sistem crește, entropia crește și, invers, pe măsură ce sistemul este ordonat, entropia scade.
Deci, în procesul de evaporare a apei, entropia crește, în procesul de cristalizare a apei, aceasta scade. În reacțiile de descompunere, entropia crește, în reacțiile compuse scade.
Semnificația fizică a entropiei a fost stabilită prin termodinamică statistică. Conform ecuației Boltzmann:
Direcția fluxului spontan al procesului depinde de raportul cantităților de pe părțile din stânga și din dreapta ultimei expresii.
Dacă procesul are loc în condiții izobar-izoterme, atunci se numește forța motrice globală a procesului Energie liberă Gibbs sau potenţial izobaric-izotermic (DG):
| . | (15) |
Valoarea DG vă permite să determinați direcția fluxului spontan al procesului:
Dacă DG< 0, то процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении;
Dacă DG > 0, atunci procesul decurge spontan în sens invers;
Dacă DG=0, atunci starea este în echilibru.
În organismele vii, care sunt sisteme deschise, principala sursă de energie pentru multe reacții biologice - de la biosinteza proteinelor și transportul ionilor până la contracția musculară și activitatea electrică celule nervoase- este ATP (adenozin-5¢-trifosfat).
Energia este eliberată în timpul hidrolizei ATP:
ATP + H 2 O ⇄ ADP + H 3 PO 4
unde ADP este adenozin-5¢-difosfat.
DG 0 al acestei reacții este de -30 kJ, deci procesul se desfășoară spontan în direcția înainte.
O analiză a raportului dintre factorii de entalpie și entropie din ecuația de calcul a potențialului izobar-izotermic ne permite să tragem următoarele concluzii:
1. La temperaturi scăzute, factorul entalpie predomină, iar procesele exoterme au loc spontan;
2. La temperaturi ridicate, factorul de entropie predomină, iar procesele decurg spontan, însoțite de o creștere a entropiei.
Pe baza materialului de mai sus, este posibil să se formuleze Legea a II-a a termodinamicii:
În condiții izobaric-izoterme, într-un sistem izolat, apar spontan acele procese care sunt însoțite de o creștere a entropiei.
Într-adevăr, într-un sistem izolat, transferul de căldură este imposibil, prin urmare, DH = 0 și DG » -T×DS. Aceasta arată că, dacă valoarea lui DS este pozitivă, atunci valoarea lui DG este negativă și, prin urmare, procesul decurge spontan în direcția înainte.
O altă formulare a legii II a termodinamicii:
Un transfer necompensat de căldură de la corpurile mai puțin încălzite la cele mai încălzite este imposibil.
În procesele chimice, modificările entropiei și ale energiei Gibbs sunt determinate în conformitate cu legea Hess:
| , | (16) |
| . | (17) |
Reacții pentru care DG< 0 называют exergonic.
Reacții pentru care se numesc DG > 0 endergonic.
Valoarea DG a unei reacții chimice poate fi determinată și din relația:
DG = DH - T×DS.
În tabel. 1 arată posibilitatea (sau imposibilitatea) unei reacții spontane cu diverse combinații de semne DH și DS.
Standarde de rezolvare a problemelor
1. O anumită reacție are loc cu o scădere a entropiei. Determinați condițiile în care este posibilă apariția spontană a acestei reacții.
Condiția pentru apariția spontană a reacției este o scădere a energiei libere Gibbs, i.e. DG< 0. Изменение DG можно рассчитать по формуле:
Deoarece entropia scade în timpul reacției (DS< 0), то энтропийный фактор препятствует самопроизвольному протеканию данной реакции. Таким образом, самопроизвольное протекание данной реакции может обеспечить только энтальпийный фактор. Для этого необходимо выполнение следующих условий:
1) DH< 0 (реакция экзотермическая);
2) 
(procesul trebuie să se desfășoare la temperaturi scăzute).
2. Reacția de descompunere endotermă are loc spontan. Estimați modificarea entalpiei, entropiei și a energiei libere Gibbs.
1) Deoarece reacția este endotermă, atunci DH > 0.
2) În reacțiile de descompunere, entropia crește, deci DS > 0.
3) Apariția spontană a reacției indică faptul că DG< 0.
3. Calculați entalpia standard de chimiosinteză care are loc în bacteriile Thiobacillus denitrificans:
6KNO 3 (solid) + 5S (solid) + 2CaCO 3 (solid) \u003d 3K 2 SO 4 (solid) + 2CaSO 4 (solid) + 2CO 2 (gaz) + 3N 2 (gaz)
conform valorilor entalpiilor standard de formare a substanțelor:
Să scriem expresia pentru prima consecință a legii Hess, ținând cont de faptul că entalpiile standard de formare a sulfului și azotului sunt egale cu zero:
\u003d (3 × K 2 SO 4 + 2 × CaSO 4 + 2 × CO 2) -
- (6× KNO 3 + 2× CaCO 3).
Să înlocuim valorile entalpiilor standard de formare a substanțelor:
3×(-1438) + 2×(-1432) + 2×(-393,5) - (6×(-493) + 2×(-1207)).
2593 kJ.
La fel de< 0, то реакция экзотермическая.
4. Calculați entalpia standard de reacție:
2C 2 H 5 OH (lichid) \u003d C 2 H 5 OC 2 H 5 (lichid) + H 2 O (lichid)
conform valorilor entalpiilor standard de ardere a substanțelor:
C2H5OH \u003d -1368 kJ/mol;
C 2 H 5 OC 2 H 5 \u003d -2727 kJ / mol.
Să scriem expresia pentru a doua consecință a legii Hess, ținând cont de faptul că entalpia standard de ardere a apei (cel mai mare oxid) este egală cu zero:
2x C2H5OH-C2H5OC2H5.
Să înlocuim valorile entalpiilor standard de ardere a substanțelor implicate în reacție:
2×(-1368) - (-2727).
Consecințele legii lui Hess fac posibilă calcularea nu numai a entalpiilor standard ale reacțiilor, ci și a valorilor entalpiilor standard de formare și ardere a substanțelor din date indirecte.
5. Determinați entalpia standard de formare a monoxidului de carbon (II) conform următoarelor date:
Ecuația (1) arată că modificarea standard de entalpie pentru această reacție corespunde entalpiei standard de formare a CO 2 .
Să scriem expresia pentru primul corolar din legea Hess pentru reacție (2):
CO = CO 2 -.
Înlocuiți valorile și obțineți:
CO \u003d -293,5 - (-283) \u003d -110,5 kJ / mol.
Această problemă poate fi rezolvată în alt mod.
Scăzând a doua ecuație din prima ecuație, obținem:
6. Calculați entropia standard a reacției:
CH 4 (gaz) + Cl 2 (gaz) \u003d CH 3 Cl (gaz) + HCl (gaz),
în funcție de valorile entropiilor standard ale substanțelor:
Calculăm entropia standard a reacției cu formula:
\u003d (CH3CI + HCI) - (CH4 + CI2).
234 + 187 - (186 + 223) = 12 J / (mol × K).
7. Calculați energia Gibbs standard a reacției:
C 2 H 5 OH (lichid) + H 2 O 2 (lichid) \u003d CH 3 COH (gaz) + 2H 2 O (lichid)
conform urmatoarelor date:
Determinați dacă apariția spontană a acestei reacții este posibilă în condiții standard.
Calculăm energia Gibbs standard a reacției prin formula:
\u003d (CH 3 COH + 2 × H 2 O) - (C 2 H 5 OH + H 2 O 2).
Înlocuind valorile tabelare, obținem:
129 + 2 × (-237) - ((-175) + (-121) = -307 kJ / mol.
La fel de< 0, то самопроизвольное протекание данной реакции возможно.
C 6 H 12 O 6 (solid) + 6O 2 (gaz) \u003d 6CO 2 (gaz) + 6H 2 O (lichid).
date cunoscute:
Calculăm valorile entalpiei standard și entropiei reacției folosind primul corolar din legea Hess:
6 CO 2 + 6 H 2 O - C 6 H 12 O 6 - 6 O 2 \u003d
6×(-393,5) + 6×(-286) - (-1274,5) - 6×0 = -2803 kJ;
6 CO 2 + 6 H 2 O - C 6 H 12 O 6 - 6 O 2 \u003d
6×214 + 6×70 - 212 - 6×205 = 262 J/K = 0,262 kJ/K.
Găsim energia Gibbs standard a reacției din relația:
T× = -2803 kJ - 298,15 K×0,262 kJ/K =
9. Calculați energia Gibbs standard a reacției de hidratare a albuminei serice la 25 0 С, pentru care DH 0 = -6,08 kJ/mol, DS 0 = -5,85 J/(mol×K). Estimați contribuția factorilor de entalpie și entropie.
Calculăm energia Gibbs standard a reacției prin formula:
DG 0 = DH 0 - T×DS 0 .
Înlocuind valorile, obținem:
DG 0 \u003d -6,08 kJ / mol - 298 K × (-5,85 × 10 - 3) kJ / (mol × K) \u003d
4,34 kJ/mol.
În acest caz, factorul de entropie împiedică reacția să continue, în timp ce factorul de entalpie o favorizează. O reacție spontană este posibilă dacă 
, adică la temperaturi scăzute.
10. Determinați temperatura la care reacția de denaturare a tripsinei se va desfășura spontan, dacă = 283 kJ/mol, = 288 J/(mol×K).
Temperatura la care ambele procese sunt la fel de probabile poate fi găsită din relația:
În acest caz, factorul de entalpie împiedică reacția să continue, în timp ce factorul de entropie o favorizează. O reacție spontană este posibilă dacă:
Astfel, condiția pentru apariția spontană a procesului este T > 983 K.
Întrebări pentru autocontrol
1. Ce este un sistem termodinamic? Ce tipuri de sisteme termodinamice cunoașteți?
2. Enumeraţi parametrii termodinamici cunoscuţi de dumneavoastră. Care dintre ele sunt măsurabile? Care la incomensurabil?
3. Ce este un proces termodinamic? Care sunt procesele care apar atunci când unul dintre parametri este numit constant?
4. Ce procese se numesc exoterme? Ce sunt endotermele?
5. Ce procese se numesc reversibile? Care sunt ireversibile?
6. Ce se înțelege prin termenul „stare a sistemului”? Care sunt stările sistemului?
7. Ce sisteme sunt studiate de termodinamica clasică? Prezentați primul și al doilea postulat al termodinamicii.
8. Ce variabile se numesc funcții de stare? Enumerați funcțiile de stat pe care le cunoașteți.
9. Ce este energia internă? Se poate măsura energia internă?
10. Ce este entalpia? Care este dimensiunea lui?
11. Ce este entropia? Care este dimensiunea lui?
12. Ce este energie gratis Gibbs? Cum se poate calcula? Ce se poate determina folosind această funcție?
13. Ce reacții se numesc exergonice? Care sunt endergonice?
14. Formulați prima lege a termodinamicii. Care este echivalența căldurii și a muncii?
15. Formulați legea lui Hess și consecințele acesteia. Care este entalpia standard de formare (combustie) a unei substanțe?
16. Formulați a doua lege a termodinamicii. În ce condiție se desfășoară un proces spontan într-un sistem izolat?
Variante de sarcini pentru soluție independentă
Opțiunea numărul 1
4NH 3 (gaz) + 5O 2 (gaz) \u003d 4NO (gaz) + 6H 2 O (gaz),
Determinați ce tip (exo- sau endotermă) aparține această reacție.
C 2 H 6 (gaz) + H 2 (gaz) \u003d 2CH 4 (gaz),
3. Calculați energia Gibbs standard a reacției de hidratare a b-lactoglobulinei la 25 0 С, pentru care DH 0 = -6,75 kJ, DS 0 = -9,74 J/K. Estimați contribuția factorilor de entalpie și entropie.
Opțiunea numărul 2
1. Calculați entalpia standard de reacție:
2NO 2 (gaz) + O 3 (gaz) \u003d O 2 (gaz) + N 2 O 5 (gaz),
folosind valorile entalpiilor standard de formare a substanțelor:
Determinați ce tip (exo- sau endotermă) aparține această reacție.
2. Calculați entalpia standard de reacție:
folosind valorile entalpiilor standard de ardere a substanțelor:
3. Calculați energia Gibbs standard a reacției de denaturare termică a chimotripsinogenului la 50 0 С, pentru care DH 0 = 417 kJ, DS 0 = 1,32 J/K. Estimați contribuția factorilor de entalpie și entropie.
Opțiunea numărul 3
1. Calculați entalpia standard a reacției de hidrogenare a benzenului la ciclohexan în două moduri, adică folosind valorile entalpiilor standard de formare și ardere a substanțelor:
Cu (solid) + ZnO (solid) = CuO (solid) + Zn (solid)
3. În timpul reducerii a 12,7 g de oxid de cupru (II) cu cărbune (cu formarea de CO), se absorb 8,24 kJ de căldură. Determinați entalpia standard de formare a CuO dacă CO = -111 kJ/mol.
Opțiunea numărul 4
1. Calculați entalpia standard de chemosinteză care apare în bacteriile autotrofe Baglatoa și Thiothpix, pe etape și în total:
2H 2 S (gaz) + O 2 (gaz) \u003d 2H 2 O (lichid) + 2S (solid);
2S (solid) + 3O 2 (gaz) + 2H 2 O (lichid) \u003d 2H 2 SO 4 (lichid),
2. Calculați entalpia standard de reacție:
C 6 H 12 O 6 (solid) \u003d 2C 2 H 5 OH (lichid) + 2CO 2 (gaz),
folosind valorile entalpiilor standard de ardere a substanțelor:
4HCl (gaz) + O 2 (gaz) \u003d 2Cl 2 (gaz) + 2H 2 O (lichid)
date cunoscute:
Opțiunea numărul 5
1. Calculați entalpia standard de reacție:
2CH 3 Cl (gaz) + 3O 2 (gaz) \u003d 2CO 2 (gaz) + 2H 2 O (lichid) + 2HCl (gaz),
folosind valorile entalpiilor standard de formare a substanțelor:
Determinați ce tip (exo- sau endotermă) aparține această reacție.
2. Calculați entalpia standard de reacție:
C 6 H 6 (lichid) + 3H 2 (gaz) \u003d C 6 H 12 (lichid),
folosind valorile entalpiilor standard de ardere a substanțelor:
3. Calculați energia Gibbs standard a reacției de denaturare a tripsinei la 50 0 С, pentru care DH 0 = 283 kJ, DS 0 = 288 J/K). Evaluați posibilitatea ca procesul să continue în direcția înainte.
Opțiunea numărul 6
1. Calculați entalpia standard de chemosinteză la bacteriile autotrofe Thiobacillus Thioparus:
5Na 2 S 2 O 3 × 5H 2 O (solid) + 7O 2 (gaz) \u003d 5Na 2 SO 4 (solid) + 3H 2 SO 4 (godeu) + 2S (solid) + 22H 2 O (godeu.),
Determinați ce tip (exo- sau endotermă) aparține această reacție.
2. Calculați entalpia standard de reacție:
C 6 H 5 NO 2 (lichid) + 3H 2 (gaz) \u003d C 6 H 5 NH 2 (lichid) + 2H 2 O (lichid),
folosind valorile entalpiilor standard de ardere a substanțelor:
3. Evaluați rolul factorilor de entalpie și entropie pentru reacție:
H 2 O 2 (lichid) + O 3 (gaz) \u003d 2O 2 (gaz) + H 2 O (lichid)
date cunoscute:
Determinați temperatura la care reacția se va desfășura spontan.
Opțiunea numărul 7
1. Calculați entalpia standard de formare a CH 3 OH din următoarele date:
CH 3 OH (lichid) + 1,5O 2 (gaz) = CO 2 (gaz) + 2H 2O (lichid) DH 0 = -726,5 kJ;
C (grafit) + O 2 (gaz) \u003d CO 2 (gaz) DH 0 \u003d -393,5 kJ;
H 2 (gaz) + 0,5O 2 (gaz) \u003d H 2 O (lichid) DH 0 \u003d -286 kJ.
2. Evaluați posibilitatea unei reacții spontane:
8Al (solid) + 3Fe 3 O 4 (solid) \u003d 9Fe (solid) + Al 2 O 3 (solid)
în condiții standard, dacă:
3. Calculați valoarea DH 0 pentru posibilele reacții de conversie a glucozei:
1) C 6 H 12 O 6 (cr.) \u003d 2C 2 H 5 OH (lichid) + 2CO 2 (gaz);
2) C 6 H 12 O 6 (cr.) + 6O 2 (gaz) \u003d 6CO 2 (gaz) + 6H 2 O (lichid).
date cunoscute:
Care dintre aceste reacții eliberează cea mai mare energie?
Opțiunea numărul 8
1. Calculați entalpia standard de formare a MgCO3 din următoarele date:
MgO (solid) + CO2 (gaz) = MgCO3 (solid) +118 kJ;
C 2 H 6 (gaz) + H 2 (gaz) \u003d 2CH 4 (gaz)
date cunoscute:
3. Care dintre următorii oxizi: CaO, FeO, CuO, PbO, FeO, Cr 2 O 3 poate fi redus cu aluminiu la metal liber la 298 K:
Opțiunea numărul 9
1. Calculați entalpia standard de formare a Ca 3 (PO 4) 2 din următoarele date:
3CaO (solid) + P 2 O 5 (solid) \u003d Ca 3 (PO 4) 2 (solid) DH 0 \u003d -739 kJ;
P 4 (solid) + 5O 2 (gaz) \u003d 2P 2 O 5 (solid) DH 0 \u003d -2984 kJ;
Ca (solid) + 0,5O 2 (gaz) \u003d CaO (solid) DH 0 \u003d -636 kJ.
2. Evaluați posibilitatea unei reacții spontane:
Fe 2 O 3 (solid) + 3CO (gaz) \u003d 2Fe (solid) + 3CO 2 (gaz)
în condiții standard, dacă:
3. Determinați care dintre oxizii enumerați: CuO, PbO 2, ZnO, CaO, Al 2 O 3 poate fi redus cu hidrogen la un metal liber la 298 K, dacă este cunoscut:
Opțiunea numărul 10
1. Calculați entalpia standard de formare a etanolului din următoarele date:
DH 0 a ars C2H5OH \u003d -1368 kJ/mol;
C (grafit) + O 2 (gaz) \u003d CO 2 (gaz) + 393,5 kJ;
H2 (gaz) + O2 (gaz) \u003d H2O (lichid) +286 kJ.
2. Calculați entropia standard a reacției:
C 2 H 2 (gaz) + 2H 2 (gaz) \u003d C 2 H 6 (gaz),
date cunoscute:
3. Calculați cantitatea de energie care va fi eliberată în corpul uman, care a mâncat 2 bucăți de zahăr, câte 5 g fiecare, presupunând că principala modalitate de metabolizare a zaharozei este oxidarea acesteia:
C 12 H 22 O 11 (solid) + 12O 2 (gaz) = 12CO 2 (gaz) + 11H 2 O (lichid) = -5651 kJ.
Opțiunea numărul 11
1. Calculați entalpia standard a formării C 2 H 4 din următoarele date:
C 2 H 4 (gaz) + 3O 2 (gaz) \u003d 2CO 2 (gaz) + 2H 2 O (lichid) + 1323 kJ;
C (grafit) + O 2 (gaz) \u003d CO 2 (gaz) + 393,5 kJ;
H2 (gaz) + 0,5O2 (gaz) = H2O (lichid) +286 kJ.
2. Fără a efectua calcule, setați semnul DS 0 pentru următoarele procese:
1) 2NH 3 (gaz) \u003d N 2 (gaz) + 3H 2 (gaz);
2) CO 2 (cr.) \u003d CO 2 (gaz);
3) 2NO (gaz) + O 2 (gaz) = 2NO 2 (gaz).
3. Determinați în funcție de ce ecuație de reacție va avea loc descompunerea peroxidului de hidrogen în condiții standard:
1) H 2 O 2 (gaz) \u003d H 2 (gaz) + O 2 (gaz);
2) H 2 O 2 (gaz) \u003d H 2 O (lichid) + 0,5O 2 (gaz),
Opțiunea numărul 12
1. Calculați entalpia standard de formare a ZnSO 4 din următoarele date:
2ZnS + 3O2 = 2ZnO + SO2DH0 = -890 kJ;
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3 DH 0 \u003d -196 kJ;
H 2 O (solid) \u003d H 2 O (lichid),
H 2 O (lichid) \u003d H 2 O (gaz),
H2O (solid) \u003d H2O (gaz).
date cunoscute:
3. Calculați cantitatea de energie care va fi eliberată în timpul arderii a 10 g de benzen, conform următoarelor date:
Opțiunea numărul 14
1. Calculați entalpia standard de formare a PCl 5 din următoarele date:
P4 (solid) + 6Cl2 (gaz) = 4PCl3 (gaz) DH 0 = -1224 kJ;
PCl 3 (gaz) + Cl 2 (gaz) \u003d PCl 5 (gaz) DH 0 \u003d -93 kJ.
2. Calculați modificarea standard a energiei Gibbs a formării de disulfură de carbon CS 2 din următoarele date:
CS 2 (lichid) + 3O 2 (gaz) \u003d CO 2 (gaz) + 2SO 2 (gaz) DG 0 \u003d -930 kJ;
CO 2 \u003d -394 kJ / mol; SO 2 \u003d -300 kJ / mol.
3. Evaluați rolul factorilor de entalpie și entropie pentru reacție:
CaCO 3 (solid) \u003d CaO (solid) + CO 2 (gaz)
date cunoscute:
Determinați temperatura la care reacția se va desfășura spontan.
Opțiunea numărul 15
1. Calculați efectul termic al reacției de formare a hidratului cristalin CuSO 4 × 5H 2 O procedând conform ecuației:
CuSO 4 (solid) + 5H 2 O (lichid) \u003d CuSO 4 × 5H 2 O (solid),
