Hesaplama Δ G kimyasal işlemler için iki şekilde yapılabilir. İÇİNDE ilk yol (4.3) bağıntısı kullanılır

Örnek olarak, Δ hesaplamasını düşünün G0 reaksiyon için

"°" sembolü, daha önce olduğu gibi, reaksiyondaki tüm katılımcıların standart durumunu gösterir.

Standart su oluşum entalpisinin eşit olduğu bilinmektedir.

Entropi birimlerinde ifade edilen, reaksiyondaki katılımcıların standart entropilerinin tablo değerlerini kullanarak, e.u. (J / mol K): \u003d 126 e.u.;

hesaplamak 0 OLARAK, denklem (3.6) kullanılarak:

Böylece, buluyoruz

Ortaya çıkan negatif değer, standart koşullar altında bu reaksiyonun soldan sağa doğru ilerlemesi gerektiğini gösterir.

İçinde ikinci yol hesaplama Δ G kimyasal reaksiyonlar, bu değerin bilinen değerlerden hesaplanabileceği gerçeğini kullanır Δ G denklemlerin kombinasyonu, ilgilendiğimiz reaksiyon denklemini veren diğer reaksiyonlar (reaksiyonun termal etkilerinin hesaplanmasına benzer). Bunu yaparken, bir durum fonksiyonu olarak bu fonksiyonun özelliklerinden yola çıkıyoruz: Δ'yi dikkate alıyoruz. G süreç yolundan bağımsızdır.

Bu amaçlar için kullanmak için en uygun AG oluşum reaksiyonları (ΔG o 6 p). Hess yasasının ilk sonucunu incelediğimizde oluşumun tepkileriyle tanıştık. Size şunu hatırlatıyoruz oluşum reaksiyonları termodinamikte, belirli bir sıcaklıkta standart durumda 1 mol bir maddenin oluştuğu bu tür reaksiyonlar kabul edilir. basit maddeler standart hallerinde aynı sıcaklıkta alınır. Oluşum reaksiyonları genellikle varsayımsaldır, yani. gerçekten gitmiyor, ancak yalnızca yukarıdaki tanıma karşılık geliyor. Termodinamik tablolar, standart koşullar altında oluşum reaksiyonları için Gibbs enerji değişikliklerini gösterir. ( Δ g^)- Δ olduğu açıktır G° 6p basit maddeler sıfıra eşittir.

ΔG p kullanılarak Gibbs enerjisindeki standart değişim hesaplanabilir. ( Δ G0) herhangi bir kimyasal reaksiyon. Bu değer, stokiyometrik katsayılar dikkate alınarak, reaksiyon ürünleri ve başlangıç maddelerinin oluşum reaksiyonları için standart Gibbs enerjileri arasındaki farka eşittir:

(4.4)

Örnek olarak, önemli bir biyokimyasal sürecin - glikoz oksidasyonunun reaksiyonunun - (Δ G°) hesaplayalım:

Biyolojik sistemlerde, bu kadar büyük miktarda enerji hemen salınmaz, ancak karmaşık bir dizi kimyasal dönüşümde küçük parçalar halinde salınır.

Standarttan farklı sıcaklıklarda reaksiyonların Gibbs enerjilerindeki değişimi hesaplamak ( Δ GT), 298 K ila 298 K arasındaki sıcaklık aralığında reaksiyon katılımcılarının ısı kapasitelerini bilmek gereklidir. T. Hesaplanan oranlar aşağıdaki gibi elde edilir:

(2.18a) ve (3.7) denklemlerine göre

Benzer şekilde, Δ bağımlılığı için ifade elde edilebilir. F sıcaklıkta:

(4.6)

Δ fonksiyonlarının pratik kullanımı için F ve Δ G Aşağıdaki soruların cevaplarını bilmekte fayda var.

1. Δ arasındaki farklar nelerdir? F ve Δ G kimyasal reaksiyonlar T = sabit?

Δ tanımlarından F ve Δ G bunu takip eder

tepkimelerde yoğunlaştırılmış ortam (katı ve sıvı) genellikle hacimdeki değişiklik ihmal edilebilir ( Δ V = 0). O zamanlar

reaksiyonlar söz konusu ise gazlar ve onları sayabilirsin ideal , sonra

Δ'de V = 0 onlar. Reaksiyon mol sayısı değişmeden devam ettiğinde,

2. Kendiliğinden süreçlerin olasılığı için termodinamik kriterlerin değerleri elde edilerek hangi sonuçlar çıkarılabilir?

Termodinamik, kendiliğinden bir süreç olasılığı sorusuna olumsuz bir cevap verirse (Δ F > 0 veya Δ G > 0) bu, işlemin harici bir enerji kaynağı olmadan imkansız olduğu anlamına gelir. Süreç kendiliğinden ancak ters yönde ilerleyebilir.

Termodinamik olumlu bir cevap verirse ( Δ F< 0 veya Δ G< 0), bu yalnızca işlemin olasılığını gösterir. Ancak çoğu zaman gerçek koşullarda böyle bir süreç gerçekleşmez. Örneğin, CO 2 Δ oluşumunun reaksiyonu için G 0 \u003d -395,9 kJ / mol. Ancak 298 K'de oksijenli grafit ve r = 1 atm tepki vermiyor. Sürecin devam etmesi için hızı artırmak için koşullar (sigorta, katalizörler vb.)

3. Δ ise süreç devam edebilir mi? F > 0 veya Δ G > 0?

Belki, ama kendiliğinden değil. Bunu yapmak için enerji gerekir. Bir örnek, güneş enerjisinin etkisi altında bitkilerde gerçekleşen fotosentez sürecidir. Başka bir örnek, Δ ile karakterize edilen reaksiyonların seyridir. G > A olan reaksiyonlarla eşleştirildiğinde 0 G < 0. При этом сумма величин ΔG birleştirilmiş reaksiyonlar da dahil olmak üzere sürecin tüm aşamaları için negatiftir. Örneğin, glikoz ve fruktozdan sakaroz sentezlemek için:

Δ G0 \u003d 21 kJ / mol ve bu nedenle doğrudan reaksiyon kendiliğinden ilerleyemez. Ancak bu işlemin organizmalarda gerçekleştiği bilinmektedir. Bu durumda konjugat reaksiyonu, adenozin trifosfatın (ATP) ADP ve fosforik asit (P) oluşumu ile hidrolizidir:

Konjugasyon, bir ara madde olarak glukoz-1-fosfat oluşumu ile gerçekleştirilir. Reaksiyon iki aşamada ilerler:

1. aşama: ATP + glikoz -> glikoz-1-fosfat + ADP;

ΔG 0 \u003d -29.4 kJ / mol.

2. aşama: glukoz-1-fosfat + fruktoz -> sakaroz + F; AG 0 = 0.

ΔG toplamsal bir büyüklük olduğundan, genel süreç iki aşamanın toplamı olarak yazılabilir:

ATP + glikoz + fruktoz = sakaroz + ADP + F; ΔG0 =

29.4 kJ/mol.

Bu tür konjugasyon birçok biyolojik reaksiyon için tipiktir.

Canlı organizmalarda, glikoz oksidasyonu sırasında açığa çıkan enerji, çeşitli yaşam süreçlerinde hemen tüketilmez, ancak gelecekte kullanılmak üzere fosforik asit esterleri (ATP, LDF, kreatin ve arginin fosfatlar, vb.) .

4. Hangi durumlarda BİR (veya Δ U)

Genel durumda, kendiliğindenlik kriteri Δ değeridir. G (veya Δ F) işlem.

Δ'den beri G = Δ H - TΔS (veya Δ F = ∆U - T∆S), sonra ∆S = 0 (izoentronic koşullar altında) Δ G = Δ H (veya ΔF= Δ U). Bu durumda Δ H (veya Δ U) sürecin kendiliğindenliği için bir kriterdir. Bu durumda, ekzotermik reaksiyonlar kendiliğinden ilerler. ( Δ H< 0, ΔU < 0).

5. Ne zaman ∆S sürecin kendiliğindenliği için bir kriter midir?

Akıl yürütme, Bölüm 4'te verilene benzer.

Δ'den beri G = Δ H - TΔS (veya ΔF = ΔU - TΔS), daha sonra reaksiyonların termal etkilerinin yokluğunda (AH = 0, Δ sen = 0) Δ G = -TΔS (veya Δ F= -TAS). Bu durumda ∆S sürecin kendiliğindenliği için bir kriterdir. Aynı zamanda, süreçler entropinin artmasıyla kendiliğinden gerçekleşir. (∆S > 0), yani maddelerin ayrışması, imhası, ayrıştırılması ile ilgili süreçler.

6. Ekzotermik reaksiyonların kendiliğinden meydana gelmesi için koşullar nelerdir? ( Δ H < 0, Δsen < 0)?

Kesinlik için, ekzotermik reaksiyonların meydana gelmesi için izobarik koşulları seçiyoruz: Δ H< G=AH - TΔS.

Δ işaretinin nasıl değiştiğini düşünün G değeri değiştirirken ∆S:

ve eğer ∆S > 0, o zaman G = Δ H - TΔS
b) eğer ∆S = 0, o zaman G= Δ H - TΔS
c) eğer ∆S G= ΔΔ H - TΔS TΔS :
- |ΔH|>|TΔS|. Aynı zamanda, Δ G 0. Süreç kendiliğinden ilerler,
- | ∆H | = |TΔS|. Bu durumda, ΔG = 0. Denge durumu,
- | ∆H | G > 0. İşlem soldan sağa gitmiyor.

Bu nedenle, ekzotermik reaksiyonlar termodinamik olarak yalnızca entropide önemli bir düşüşle, örneğin bazı yapılandırma işlemlerinde, ek bağların oluşumunda vb.

Bu tartışmalardan bir diğer önemli çıkarım şudur: izole sistemlerde, entropide azalma olan süreçler kendiliğinden meydana gelebilir , önemli bir termal etki eşlik ediyorsa. Bu, örneğin canlı organizmaların büyüme sürecinde, sistemlerin kendiliğinden komplikasyon olasılığını anlamak için özellikle önemlidir. Bu durumda, aynı enerji açısından zengin fosforik asit esterleri (ATP, ADP, kreatin ve arginin fosfatlar, vb.) bir enerji kaynağı olabilir. Ayrıca gerçek sistemler düşünüldüğünde pratikte hiçbir zaman izole olmadıkları ve dışarıdan enerji temininin mümkün olduğu akılda tutulmalıdır.

7. Endotermik reaksiyonların kendiliğinden meydana gelmesi için koşullar nelerdir? ( Δ H > 0)?

Kesinlik için, endotermik reaksiyonların meydana gelmesi için izobarik koşulları seçiyoruz: ΔH> 0. Bu durumda, kendiliğinden bir reaksiyonun devam etme olasılığı Δ işareti ile belirlenir. G= Δ H - TΔS.

Önceki durumda olduğu gibi, Δ işaretinin nasıl değiştiğini düşünün. G değeri değiştirirken ∆S:

ve eğer ∆S > 0, o zaman İTİBAREN = Δ H - TΔS mutlak değere bağlı olarak farklı işaretlere sahip olabilir TΔS :
- Δ H Aynı zamanda, Δ İTİBAREN
- Δ H = TΔS. Aynı zamanda, Δ G = 0. Denge durumu,
- Δ H > TΔS. Aynı zamanda, Δ C >
b) eğer ∆S = 0, o zaman AC = Δ H - TΔS > 0. Süreç kendiliğinden soldan sağa gitmez;
c) eğer ∆S 0, o zaman C = Δ H - TΔS > 0. İşlem soldan sağa kendiliğinden gitmez.

Bu nedenle, endotermik reaksiyonlar, yalnızca reaksiyondaki entropide, örneğin ayrışma, yıkım, ayrışma süreçlerinde önemli bir artışla kendiliğinden ilerler.

8. Sıcaklıktaki bir artış Δ'yi nasıl etkiler? sen, Δ H, Δ S, Δ G ve simyasal reaksiyonlar:
- a) bağımlılık Δ sen sıcaklık Kirchhoff denklemi (2.21a) ile ifade edilir:

sen Δ'de büyür c v > 0 ve Δ'de düşer Özgeçmiş< 0. Δ için Su= 0 değeri Δ sen sıcaklığa bağlı değildir;

b) bağımlılık Δ H'den sıcaklık Kirchhoff denklemi (2.20a) ile ifade edilir:

Artan sıcaklıkla, Δ değeri H Δ'de büyür p ile > 0 ve Δ'de isabet p ile < 0. При Δp = ile 0 değeri Δ H sıcaklığa bağlı değildir;

c) bağımlılık Δ S sıcaklığa göre denklem (3.8a) ile ifade edilir:

Artan sıcaklıkla Δ S Δ'de büyür p ile > 0 ve Δс /'de düşer;< 0. При Δp ile =0 ΔS değeri sıcaklığa bağlı değildir;

d) ΔF'nin sıcaklığa bağımlılığı denklem (4.6) ile ifade edilir

İlk iki terime kıyasla önemsiz değerleri nedeniyle son iki terimi ihmal etmek çoğu zaman mümkündür:

Yaklaşık olarak, artan sıcaklıkla ΔF'nin Δ'de arttığı sonucuna varabiliriz. S < 0 и надает при ΔS > 0. Δ için S= 0 değeri Δ hayır sıcaklığa bağlı;

e) bağımlılık Δ G sıcaklıkla ilgili denklem (4.5a) ile ifade edilir:

İlk iki terime kıyasla daha küçük değerleri nedeniyle son iki terimi ihmal etmek çoğu zaman mümkündür:

Yaklaşık olarak, artan sıcaklık Δ ile sonucuna varabiliriz G Δ'de büyür S < 0 и падает при ΔS > 0. Δ için S= 0 değeri Δ G sıcaklığa bağlı değildir.

Entropi. Gibbs enerjisi

Kimyadaki en önemli sorulardan biri kimyasal reaksiyon olasılığı sorusudur. Bir kimyasal reaksiyonun temel uygulanabilirliği için nicel bir kriter, özellikle, Gibbs enerjisi (G) olarak adlandırılan sistemin durumunun karakteristik işlevidir. Bu kriterin değerlendirilmesine geçmeden önce, birkaç tanım üzerinde duralım.

kendiliğinden süreçler. Kendiliğinden süreçler, harici bir kaynaktan enerji kaynağı olmadan gerçekleşen süreçlerdir. Şekerin suda çözünmesi, metallerin havada oksidasyonu (korozyon) gibi birçok kimyasal süreç kendiliğinden gerçekleşir.

Tersinir ve tersinmez süreçler. Birçok kimyasal reaksiyon, reaktanlar tamamen tükenene kadar bir yönde ilerler. Bu tür reaksiyonlar denir kimyasal olarak geri döndürülemez. Bir örnek, sodyum ve suyun etkileşimidir.

Diğer reaksiyonlar, reaksiyon ürünlerinin etkileşimi nedeniyle önce ileri yönde, ardından ileri ve geri yönde ilerler. Sonuç olarak, hem başlangıç materyallerini hem de reaksiyon ürünlerini içeren bir karışım oluşur. Bu tür reaksiyonlar denir kimyasal olarak tersinir. Kimyasal olarak tersinir bir işlemin sonucu olarak, gerçek (kararlı) kimyasal denge, aşağıdaki özelliklerle karakterize edilir:

1) dış etkilerin yokluğunda, sistemin durumu süresiz olarak değişmeden kalır;

2) dış koşullardaki herhangi bir değişiklik, sistemin durumunda bir değişikliğe yol açar;

3) denge durumu, hangi taraftan ulaşıldığına bağlı değildir.

Gerçek dengedeki bir sistem örneği, eş moleküllü bir karışımdır.

CO (g) + H20 (g) CO2 (g) + H2 (g).

Sıcaklıktaki veya diğer koşullardaki herhangi bir değişiklik, dengede bir kaymaya neden olur, yani. Sistemin bileşimindeki değişiklik.

Gerçek dengeye ek olarak, sistemin durumu çok uzun bir süre boyunca devam ettiğinde, ancak sistem üzerindeki küçük bir etki durumunda güçlü bir değişikliğe yol açabileceğinde, görünür (yanlış, engellenmiş) dengelerle çok sık karşılaşılır. Bir örnek, dış etkilerin yokluğunda oda sıcaklığında süresiz olarak değişmeden kalabilen bir hidrojen ve oksijen karışımıdır. Ancak enerjik bir reaksiyon başlayacağı için platinize asbestin (katalizör) bu karışıma katılması yeterlidir.

H2 (g) + O2 (g) \u003d H20 (g),

başlangıç malzemelerinin tamamen tükenmesine yol açar.

Aynı katalizör, aynı koşullar altında sıvı suya eklenirse, ilk karışımı elde etmek imkansızdır.

Entropi. Herhangi bir sistemin durumu, doğrudan ölçülen parametrelerin (p, T, vb.) Değerleri ile karakterize edilebilir. Bu sistemin makro durumunun karakteristiği. Sistemin durumu, sistemin her parçacığının (atom, molekül) özellikleriyle de tanımlanabilir: koordinat, titreşim frekansı, dönüş frekansı, vb. Bu sistemin mikro durumunun karakteristiği. Sistemler çok sayıda parçacıktan oluşur, bu nedenle bir makro durum çok sayıda farklı mikro duruma karşılık gelir. Bu sayı, durumun termodinamik olasılığı olarak adlandırılır ve şu şekilde gösterilir: W.

Termodinamik olasılık, maddenin başka bir özelliği ile ilişkilidir - entropi (S, J / (mol. K)) - Boltzmann formülü

burada R, evrensel gaz sabitidir ve N A, Avogadro sabitidir.

Entropinin fiziksel anlamı aşağıdaki düşünce deneyi ile açıklanabilir. Sodyum klorür gibi bir maddenin ideal kristalinin mutlak sıfır sıcaklığa soğutulmasına izin verin. Bu koşullar altında, kristali oluşturan sodyum ve klor iyonları pratik olarak hareketsiz hale gelir ve bu makroskopik durum, tek bir mikro durum ile karakterize edilir, yani. W=1 ve (3.13)'e göre S=0. Sıcaklık yükseldikçe, iyonlar kristal kafesteki denge konumları etrafında salınmaya başlar, bir makro duruma karşılık gelen mikro durumların sayısı artar ve sonuç olarak S>0 olur.

Böylece, entropi, bir sistemin durumunun düzensizliğinin bir ölçüsüdür. Sistemin entropisi, sırayla bir azalma (ısıtma, çözünme, buharlaşma, bozunma reaksiyonları vb.) ile birlikte tüm süreçlerde artar. Sıra artışıyla (soğutma, kristalleşme, sıkıştırma vb.) meydana gelen işlemler entropinin azalmasına neden olur.

Entropi, bir hal fonksiyonudur, ancak diğer termodinamik fonksiyonların çoğundan farklı olarak, bir maddenin entropisinin mutlak değerini deneysel olarak belirlemek mümkündür. Bu olasılık, M. Planck'ın varsayımına dayanmaktadır. mutlak sıfırda ideal bir kristalin entropisi sıfırdır(termodinamiğin üçüncü yasası).

Bir maddenin entropisinin sıcaklığa bağımlılığı, Şekil 2'de niteliksel olarak sunulmaktadır. 3.1.

Şek. 3.1 0 K'ye eşit bir sıcaklıkta bir maddenin entropisinin sıfır olduğu görülebilir. Sıcaklıktaki bir artışla entropi düzgün bir şekilde artar ve faz geçiş noktalarında, ilişki tarafından belirlenen entropide ani bir artış meydana gelir.

(3.14)

burada Δ f.p S, Δ f.p H ve T f.p sırasıyla entropi, entalpi ve faz geçiş sıcaklığındaki değişimlerdir.

Standart durumdaki bir B maddesinin entropisi olarak gösterilir. Birçok madde için standart entropilerin mutlak değerleri belirlenir ve referans kitaplarında verilir.

Entropi, iç enerji ve entalpi gibi, durumun bir fonksiyonudur, bu nedenle bir süreçteki bir sistemin entropisindeki değişim, yoluna bağlı değildir ve yalnızca sistemin ilk ve son durumları tarafından belirlenir. Bir kimyasal reaksiyon (3.10) sırasında entropideki değişim, reaksiyon ürünlerinin entropilerinin toplamı ile başlangıç malzemelerinin entropilerinin toplamı arasındaki fark olarak bulunabilir:

Entropi kavramı, formülasyonlardan birinde kullanılmaktadır. termodinamiğin ikinci yasası: izole sistemlerde, yalnızca entropi artışı (ΔS>0) ile meydana gelen süreçler kendiliğinden ilerleyebilir. Yalıtılmış sistemler, çevre ile madde veya enerji alışverişi yapmayan sistemler olarak anlaşılır. Kimyasal işlemlerin gerçekleştiği sistemler izole sistemlere ait değildir, çünkü çevre ile enerji alışverişinde bulunurlar (reaksiyonun termal etkisi) ve bu tür sistemlerde entropide bir azalma ile süreçler de meydana gelebilir.

SO2 (g) + 2H2S (g) \u003d 3S (t) + 2H20 (l), eğer standart kükürt oksit (IV), hidrojen sülfür, kükürt ve su entropileri 248.1 ise; 205.64; sırasıyla 31,88 ve 69,96 J/(mol K).

Çözüm.(3.15) denklemine dayanarak şunu yazabiliriz:

Bu reaksiyondaki entropi, gaz halindeki maddelerden katı ve sıvı ürünlerin oluşumu ile ilişkili olarak azalır.

Örnek 3.8. Hesaplama yapmadan aşağıdaki reaksiyonlarda entropi değişiminin işaretini belirleyiniz:

1) NH4NO3 (c) \u003d N20 (g) + 2H20 (g),

2) 2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g),

3) 2H2 (g) + O2 (g) \u003d 2H20 (g).

Çözüm. Reaksiyon (1)'de, kristal haldeki 1 mol NH4NO3 3 mol gaz oluşturur, bu nedenle D r S 1 >0.

(2) ve (3) reaksiyonlarında gaz halindeki maddelerin hem toplam mol sayısı hem de mol sayısı azalır. Bu nedenle, 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)).

Gibbs enerjisi(izobarik-izotermal potansiyel). Birçok durumda, doğada kendiliğinden süreçler potansiyel bir farkın varlığında meydana gelir, örneğin, elektrik potansiyellerindeki fark yük transferine neden olur ve yerçekimi potansiyellerindeki fark vücudun düşmesine neden olur. Bu işlemler minimum potansiyele ulaşıldığında sona erer. Sabit basınç ve sıcaklıkta meydana gelen kimyasal süreçlerin itici gücü izobarik-izotermal potansiyeldir. Gibbs enerjisi ve belirtilen G. Kimyasal bir süreçte Gibbs enerjisindeki değişim, bağıntı ile belirlenir.

ΔG = ΔH –TΔS, (3.16)

burada ΔG, kimyasal sürecin Gibbs enerjisindeki değişimdir; ΔH, kimyasal sürecin entalpisindeki değişimdir; ΔS, kimyasal sürecin entropisindeki değişimdir; T sıcaklıktır, K.

Denklem (3.16) aşağıdaki biçimde gösterilebilir:

∆H = ∆G + T∆S. (3.17)

Denklemin (3.17) anlamı, reaksiyonun ısı etkisinin bir kısmının iş yapmaya harcanması (ΔG) ve bir kısmının çevreye dağılmasıdır (TΔS).

Gibbs enerjisi, kendiliğinden bir reaksiyonun temel olasılığı için bir kriterdir. Reaksiyon sırasında Gibbs enerjisi azalırsa, süreç aşağıdaki koşullar altında kendiliğinden ilerleyebilir:

ΔG< 0. (3.18)

Bu koşullar altında süreç aşağıdaki durumlarda mümkün değildir:

AG > 0. (3.19)

(3.18) ve (3.19) ifadeleri aynı anda ters reaksiyonun (3.18) veya (3.19) kendiliğinden ilerleyemeyeceği anlamına gelir.

Reaksiyon tersine çevrilebilir, yani. durumunda hem ileri hem de geri yönde akabilir.

Denklem (3.20), kimyasal denge için bir termodinamik koşuldur.

(3.18) – (3.20) bağıntıları aynı zamanda faz dengeleri için de geçerlidir, yani. örneğin buz ve sıvı su gibi aynı maddenin iki fazının (toplu hallerin) dengede olduğu durumlara.

Entalpi ve entropi faktörleri.(3.16) ve (3.18) denklemlerinden süreçlerin kendiliğinden ilerleyebileceği sonucu çıkar (ΔG<0), если они сопровождаются уменьшением энтальпии (ΔH<0) и увеличением энтропии системы (ΔS>0). Sistemin entalpisi artarsa (ΔH>0) ve entropi azalırsa (ΔS<0), то такой процесс протекать не может (ΔG>0). ΔS ve ΔН'nin diğer işaretleri ile, sürecin ilerlemesinin temel olasılığı, entalpi (ΔH) ve entropi (ТΔS) faktörlerinin oranı ile belirlenir.

ΔН>0 ve ΔS>0 ise, yani. Entalpi bileşeni ters etki yaptığından ve entropi bileşeni sürecin gidişatını desteklediğinden, |ΔH|<|TΔS|.

Entalpi bileşeni lehteyse ve entropi süreci etkisiz hale getiriyorsa, |ΔH|>|TΔS| olması koşuluyla, entalpi bileşeni nedeniyle reaksiyon kendiliğinden devam edebilir.

Reaksiyonun yönüne sıcaklığın etkisi. Sıcaklık, Gibbs enerjisinin entalpi ve entropi bileşenlerini etkiler; buna, bu reaksiyonların Gibbs enerjisinin işaretinde ve dolayısıyla reaksiyonların yönünde bir değişiklik eşlik edebilir. Gibbs enerjisinin işaretinin değiştiği sıcaklığın kaba bir tahmini için, ΔН ve ΔS'nin sıcaklığa bağımlılığını ihmal edebiliriz. Daha sonra Denklem (3.16)'dan Gibbs enerjisinin işaretinin sıcaklıkta değişeceği sonucu çıkar.

Gibbs enerjisinin sıcaklık değişimi ile işaret değişiminin sadece iki durumda mümkün olduğu açıktır: 1) ΔН>0 ve ΔS>0 ve 2) ΔН<0 и ΔS<0.

Standart Gibbs oluşum enerjisi, standart koşullar altında kararlı olan basit maddelerden 1 mol bileşik oluşturma reaksiyonunun Gibbs enerjisindeki değişimdir. Basit maddelerin oluşumunun Gibbs enerjisinin sıfır olduğu varsayılır. Maddelerin oluşumunun standart Gibbs enerjileri ilgili referans kitaplarında bulunabilir.

Bir kimyasal reaksiyonun Gibbs enerjisi. Gibbs enerjisi bir durum fonksiyonudur, yani. süreçteki değişimi, akış yoluna bağlı değildir, sistemin ilk ve son durumları tarafından belirlenir. Bu nedenle, kimyasal reaksiyonun (3.10) Gibbs enerjisi formülden hesaplanabilir.

Reaksiyonun Δ r G değeri cinsinden ilerlemesinin temel olasılığı hakkındaki sonuçların, yalnızca reaksiyonun Gibbs enerjisindeki değişimin hesaplandığı koşullara uygulanabilir olduğuna dikkat edin. Koşullar standarttan farklıysa, denklem Δ r G'yi bulmak için kullanılabilir. van't Hoff izotermleri gazlar arasındaki reaksiyon (3.10) için şu şekilde yazılır:

(3.23)

ve çözünenler arasında

(3.24)

karşılık gelen maddelerin kısmi basınçları nerede; c A, c B, c D, c E karşılık gelen çözünmüş maddelerin konsantrasyonlarıdır; a, b, d, e karşılık gelen stokiyometrik katsayılardır.

Reaktanlar standart durumdaysa, (3.23) ve (3.24) denklemleri denklem olur.

Örnek 3.9. Standart oluşum entalpileri ve entropiler hakkındaki verileri kullanarak, standart koşullar altında 298.15 K sıcaklıkta NH3 (g) + HCl (g) \u003d NH4Cl (k) reaksiyonunun olasılığını belirleyin.

Çözüm. Hess yasasının ilk sonucu temelinde, reaksiyonun standart entalpisini buluruz:

; reaksiyon ekzotermiktir, bu nedenle entalpi bileşeni reaksiyonu destekler.

Tepkimenin entropisindeki değişimi denkleme göre hesaplıyoruz

Reaksiyona entropide bir azalma eşlik eder, bu da entropi bileşeninin reaksiyonu etkisiz hale getirdiği anlamına gelir.

Sürecin Gibbs enerjisindeki değişimi denklem (3.16)'ya göre buluyoruz:

Böylece, bu reaksiyon standart koşullar altında kendiliğinden ilerleyebilir.

Örnek 3.10. Standart oluşum entalpileri ve entropiler hakkındaki verileri kullanarak, N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH3 (g) sisteminde hangi sıcaklık dengesinin oluşacağını belirleyin.

Çözüm. Sistemin denge koşulu ΔG=0'dır. Bunu yapmak için (3.21) bağıntısını kullanarak, ΔG=0 olan sıcaklığı buluruz. Reaksiyonun standart entalpisini ve entropisini hesaplayın:

Entalpi bileşeni lehtedir ve entropi bileşeni reaksiyona karşı çıkar; bu, belirli bir sıcaklıkta Gibbs enerjisinin işaretinde bir değişikliğin, yani reaksiyonun yönünde bir değişikliğin mümkün olduğu anlamına gelir.

Denge koşulu aşağıdaki gibi yazılacaktır:

∆G = ∆H –T∆S,

veya sayısal değerleri değiştirerek elde ederiz

0 \u003d - 92.38 - T (-198.3) 10 -3.

Bu nedenle, reaksiyon bir sıcaklıkta dengede olacaktır.

İLE.

Bu sıcaklığın altında reaksiyon ileri yönde ve bu sıcaklığın üzerinde ters yönde ilerleyecektir.

Örnek 3.11. Belirli bir sıcaklıkta T, endotermik reaksiyon A®B pratikte tamamlanmaya gider. Şunları belirleyin: a) reaksiyonun D r S işareti; b) T sıcaklığında B® A reaksiyonunun DG'sini işaretleyin; c) düşük sıcaklıklarda B ® A reaksiyonunun olasılığı.

Çözüm. a) A ® B reaksiyonunun kendiliğinden meydana gelmesi, DG'nin<0. Поскольку DН>0, sonra denklemden
DG = DH - TDS, DS>0 anlamına gelir; ters reaksiyon için B ® A DS<0.

b) A ® B DG reaksiyonu için<0. Следовательно, для обратной реакции при той же температуре DG>0.

c) A ® B reaksiyonu endotermiktir (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.

Örnek 3.12. Gibbs enerjisinin değerini hesaplayın ve bu sıcaklıkta reaksiyonun denge sabiti 10.83 atm -1 ise ve tüm bileşenlerin kısmi basınçları ise, 700 K sıcaklıkta CO + Cl 2 ÛCOCl 2 reaksiyonunun mümkün olup olmadığını belirleyin. aynı ve bire eşittir.

Çözüm. A + B Û C + D reaksiyonunun D r G 0 ve K r ilişkisi izoterm denklemi (3.22) ile verilir.

Standart koşullar altında, her bir reaktantın kısmi basıncı 1 atm olduğunda, bu oran şu şekli alacaktır:

Sonuç olarak, T=700 K'deki reaksiyon ileri yönde kendiliğinden ilerleyebilir.

Kendi kendine çalışma için sorular ve görevler

1. Standart ve normal koşullara karşılık gelen, uluslararası birim sistemindeki ve ayrıca atmosferdeki, milimetre cıva ve santigrat derecedeki basınç ve sıcaklığın sayısal değerlerini verin.

2. Devlet işlevleri hangi koşulu sağlıyor? Süreçte durum fonksiyonunun değerindeki değişimi ne belirler?

3. İzobarik-izotermal ve izokorik-izotermal süreçleri karakterize eden parametrelerin sabitliği?

4. Termodinamiğin birinci yasasını formüle edin.

5. Sürecin termal etkisi hangi koşullar altında olacaktır: a) bu sürecin entalpisindeki değişime eşit; b) Sürecin iç enerjisindeki değişime eşittir?

6. Kimyasal reaksiyon, kapalı bir reaktörde gerçekleşir. Hangi durum fonksiyonundaki değişiklik reaksiyonun termal etkisini belirleyecektir?

7. Bir kimyasal reaksiyon sırasında sistemin sıcaklığı yükselir. Bu süreç ekzotermik mi yoksa endotermik mi? Bu sürecin entalpi değişiminin işareti (+) veya (-) nedir?

8. Hess yasasını formüle edin.

9. "Bir maddenin standart oluşum entalpisi" terimini tanımlayın.

10. Moleküler klor oluşumunun standart entalpileri nelerdir ve demir α-Fe'nin 298 K modifikasyonu sıcaklığında kararlı mı?

11. Beyaz fosforun standart oluşum entalpisi sıfır ve kırmızı - (-18.41) kJ / mol. 25 o C sıcaklıkta allotropik modifikasyonlardan hangisi daha kararlıdır?

12. Hess yasasının 1. sonucunu formüle edin.

13. "Bir maddenin standart yanma ısısı" kavramını tanımlayın.

14. Karbon - grafitin T = 298 K modifikasyonunda standart karbon dioksit oluşum ısısı ve standart yanma ısısı nasıl kararlıdır?

15. Kendiliğinden kimyasal süreçlere 3 örnek veriniz.

16. Kimyasal (gerçek) dengenin işaretlerini listeleyiniz.

17. Aşağıdakilerin eşlik ettiği süreçlere örnekler verin: a) entropi artışı; b) entropi azalması.

18. Eğer Δ r Н=0 ise, kendiliğinden oluşan bir reaksiyonun entropisindeki değişimin işareti ne olmalıdır?

19. Kalsiyum karbonatın termal bozunma reaksiyonunun entropisindeki değişimin işareti ne olmalıdır? Niye ya? Reaksiyon denklemini yazın.

20. Tepkime olasılığı sorununu çözmek için tepkimeye katılanların hangi termodinamik özelliklerini bilmeniz gerekir?

21. Gazlar arasındaki ekzotermik reaksiyona hacimde bir artış eşlik eder. Böyle bir tepkinin olasılığı hakkında ne söylenebilir?

22. Aşağıdaki durumlardan hangisinde sıcaklıktaki bir değişiklikle reaksiyonun yönünü değiştirmek mümkündür: a) DH<0, DS<0; б) DH>0, DS>0; c) DH<0, DS>0; d) DH>0, DS<0?

23. Gaz halindeki kükürt(IV) oksidin oksijen ile gaz halindeki kükürt(VI) okside oksidasyonunun standart entalpisini bulun. Standart oluşum entalpileri S02 - (-297 kJ / mol) ve S03 - (-395 kJ / mol).

Cevap: -196 kJ.

24. Aşağıdaki tepkimelerde entropi değişiminin işaretini belirtiniz:

a) CO (G) + H2 (G) \u003d C (T) + H20 (G);

b) CO2 (G) + C (T) \u003d 2CO (G);

c) FeO (T) + CO (G) \u003d Fe (T) + CO2 (G);

d) H20 (W) \u003d H20 (G);

Cevap: a) (-); b) (+); c)(~0); d) (+); e) (-).

25. Gaz halindeki kükürt(IV) oksidin oksijen ile gaz halindeki kükürt(VI) okside oksidasyon reaksiyonunun standart entropisini bulun. SO 2 - (248 J / (mol) oluşumunun standart entropisi K), S03 - (256 J / (mol K)), 02 - (205 J / (mol K)).

Cevap: -189 J/K.

26. Benzen yanma entalpisi (-3302 kJ / mol) ve asetilen - (-1300 kJ / mol) ise, asetilenden benzen sentezi için reaksiyonun entalpisini bulun.

Cevap: - 598 kJ.

27. Sodyum bikarbonatın bozunma reaksiyonunun standart Gibbs enerjisini bulun. Bu koşullar altında reaksiyonun kendiliğinden ilerlemesi mümkün müdür?

Cevap: 30.88 kJ.

28. 2Fe (T) + 3H 2 O (G) \u003d Fe 2 O 3 (T) + 3H 2 (G) (karbon çeliğinin su buharı ile korozyon reaksiyonları) reaksiyonunun standart Gibbs enerjisini bulun. Bu koşullar altında reaksiyonun kendiliğinden ilerlemesi mümkün müdür?

Cevap: -54.45 kJ.

29. 2NO (g) + O 2 (g) Û 2NO 2 (g) sisteminde kimyasal denge hangi sıcaklıkta oluşacak?

Cevap: 777K

30. Standart H 2 O (l) oluşum entalpisi (-285.84 kJ / mol) ise, 298 K sıcaklıkta 1 g suyun (özgül buharlaşma ısısı) buharlaşma işleminin termal etkisini bulun, ve gazlı - (-241.84 kJ/mol).

Cevap: 2.44 kJ/g.

3.4 Mevcut ve ara kontroller için görevler

Bölüm I

1. Grafitin oksijende yanması sırasında karbondioksit oluşumu süreci iki şekilde ilerleyebilir:

I. 2C (g) + O2 (g) \u003d 2CO (g); 2CO (g) + O2 \u003d 2CO2 (g), D r H ° \u003d -566 kJ.

II. C (gr) + O2 (g) \u003d CO2 (g), D r H ° \u003d -393 kJ.

D f H°(CO) bulun.

Cevap: -110 kJ / mol.

2. Aşağıdaki reaksiyonlara dayalı olarak karbon monoksitin (CO) oluşum ısısını ve yanma ısısını hesaplayın:

I. 2C (g) + O 2 (g) \u003d 2CO (g), D r H ° \u003d -220 kJ.

II. 2CO (g) + O 2 (g) \u003d 2C02 (g), D r H ° \u003d -566 kJ.

Cevap: -110 kJ/mol; -283 kJ/mol.

3. Termokimyasal denklemden standart sodyum sülfit oluşum entalpisini bulun

4Na 2 SO 3 (cr) \u003d 3Na 2 SO 3 (cr) + Na 2 S (cr) - 181.1 kJ,

Eğer kJ/mol ve kJ/mol.

Cevap: -1090 kJ / mol.

4. CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g), D r H ° \u003d -802 kJ reaksiyonuna dayalı olarak standart metan yanma entalpisini bulun.

Cevap: -802 kJ / mol.

5. Olumlu mu olumsuz mu olacağını tahmin edin

tepkimelerde sistemin entropisindeki değişim:

a) H20 (g) ® H20 (g) (25 °C sıcaklıkta);

b) CaC03 (t) ® CaO (t) + C02 (g);

c) N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g);

d) N2 (g) + O2 (g) \u003d 2NO (g);

e) Ag + (çözelti) + Cl - (çözelti) = AgCl (t).

Hesaplama yapmadan açıklamalar yapın.

Cevap: a) +; b) +; içinde) -; d) ~0; e) -.

6. Aşağıdakilerin her birinde DS sisteminin işaretini tahmin edin

süreçler:

a) 1 mol CCl4(g)'nin buharlaştırılması;

b) Br 2(g) → Br 2(g);

c) NaCl(sulu) ve AgN03 (sulu) karıştırılarak AgCl(t)'nin çökeltilmesi.

Açıklamalar yapın.

Cevap: a) +; B) -; içinde)-.

7. Standart koşullar (S °) altındaki maddelerin entropilerinin mutlak değerlerinin tablo değerlerini kullanarak, aşağıdaki çiftlerin her birinde 298 K sıcaklıkta maddelerin mutlak entropilerinin değerlerini karşılaştırın :

a) O2(g) ve O3(g);

b) C (elmas) ve C (grafit);

c) NaCl (t) ve MgCl2(t).

Her durumda S° farkının nedenini açıklayın.

8. Reaksiyonlar için D r S° hesaplayın

a) N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g); b) 2SO 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2SO 3 (g),

standart koşullar altında maddelerin mutlak entropilerinin tablo değerlerinin kullanılması.

Cevap: a) -97.74 J/K; b) -188.06 J/K.

9. Mutlak en-

tropium (S°), aşağıdaki işlemler için D r S°'yi hesaplayın:

a) CO (g) + 2H2 (g) \u003d CH30H (g);

b) 2HCl (g) + Br2 (g) \u003d 2HBr (g) + Cl2 (g);

c) 2NO2 (g) = N2O4 (g).

D r S°'nin işareti her durumda nitel temsiller temelinde beklenmesi gerekenle uyuşuyor mu? Cevapları açıklayın.

Cevap: a) -218.83 J/K; b) 94.15 J/K; c) -175.77 J/K.

10. Standart CO (g) oluşum entalpisi -110.5 kJ/mol'dür. 2 mol CO'nun (g) yanması 566 kJ ısı açığa çıkardı. Hesaplamak

Cevap: -393,5 kJ / mol.

11. 100 kg kireci suyla söndürürken açığa çıkan ısı miktarını belirleyin: CaO (k) + H 2 O (l) \u003d Ca (OH) 2 (k), eğer standart oluşum ısıları CaO (k), H20(l), Ca(OH)2(k) sırasıyla -635.14'tür; -285.84; -986.2 kJ/mol.

Cevap: -1165357.2 kJ.

12. Aşağıdaki verileri kullanarak hidrojen peroksitin (H 2 O 2) su ve oksijene ayrışma ısısını belirleyin:

SnCl2 (p) + 2HCl (p) + H202 (p) \u003d SnCl 4 (p) + 2H20 (l), D r H ° \u003d -393.3 kJ;

SnCl 2 (p) + 2HCl (p) + 1/2O2 (g) \u003d SnCl 4 (p) + H20 (l), D r H ° \u003d -296.6 kJ.

Cevap: - 96.7 kJ.

13. Günde 106 kg amonyak üretiminde açığa çıkan ısı miktarını aşağıdaki durumlarda hesaplayınız.

Cevap: -2.7. 10 9 kJ.

14. Aşağıdaki verilere göre belirleyin:

P 4 (cr) + 6Cl2 (g) \u003d 4PCl 3 (l), D r H ° \u003d -1272.0 kJ;

PCl 3 (g) + Cl2 (g) \u003d PCl 5 (cr), D r H ° \u003d -137.2 kJ.

Cevap: -455.2 kJ / mol.

15. Standart koşullar altında reaksiyon entalpisindeki değişimi hesaplayın: H 2 (g) + 1 / 3O 3 (g) \u003d H 2 O (g), aşağıdaki verilere dayanarak:

2O 3 (g) \u003d 3O 2 (g), D r H ° \u003d -288.9 kJ,

kJ/mol.

Cevap: -289.95 kJ.

16. Aşağıdaki verileri kullanarak PbO oluşum reaksiyonunun standart entalpisini hesaplayın:

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.

Cevap: -217.86 kJ/mol.

17. Aşağıdaki verileri kullanarak CuCl oluşum reaksiyonunun standart entalpisini hesaplayın:

1) CuCl2 (cr) + Cu (cr) = 2 CuCl (cr) - 63,5 kJ;

2) Cu (cr) + Cl2 (g) = CuCl2 (cr) - 205.9 kJ.

Cevap: 134.7 kJ / mol.

18. Aşağıdaki verileri bilerek sıvı haldeki Δ f H° metil alkolü hesaplayın:

H2 (g) + 1/2O2 (g) \u003d H20 (g), D r H ° \u003d -285.8 kJ;

C (gr) + O2 (g) \u003d CO2 (g), D r H ° \u003d -393.7 kJ;

CH30H (l) + 3 / 2O2 (g) \u003d CO2 (g) + 2H20 (l), D r H ° \u003d -715.0 kJ.

Cevap: -250.3 kJ / mol.

19. Benzen ve asetilenin standart yanma entalpileri sırasıyla -3270 ve -1302 kJ / mol'dür. Asetilenin benzene dönüşümünün D r H °'sini belirleyin: 3C 2 H2 (g) \u003d C6 H6 (g).

Cevap: -636 kJ.

20. 20 g demirin oksidasyonu sırasında 146.8 kJ ısı açığa çıkarsa, standart demir oksit (III) oluşum entalpisini belirleyin.

Cevap: -822 kJ / mol.

21. Aşağıdaki durumlarda 22,4 litre amonyak (n.o.) alındığında açığa çıkan ısı miktarını hesaplayın.

N 2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g), D r H ° \u003d -92 kJ.

Cevap: -46 kJ.

22. Aşağıdaki verileri kullanarak Δ f H° etileni belirleyin.

C2H4 (g) + 3O2 (g) \u003d 2C02 (g) + 2H20 (g) -1323 kJ;

C (gr) + O2 (g) \u003d CO2 (g) -393.7 kJ;

H2 (g) + 1/2O2 (g) \u003d H20 (g) -241.8 kJ.

Cevap: 52 kJ / mol.

23. F (g) + Li (g) \u003d F - (g) + Li + (g) reaksiyonunun entalpisini hesaplayın,

F (g) + e \u003d F - (g) -322 kJ / mol ise;

Li (g) \u003d Li + (g) + e + 520 kJ / mol.

Cevap: 198 kJ.

24. Aşağıdaki verileri kullanarak Hg 2 Br 2 oluşumunun standart entalpisini hesaplayın:

1) HgBr2 (cr) + Hg (g) = Hg2Br2 (cr) - 37.32 kJ;

2) HgBr 2 (cr) \u003d Hg (l) + Br 2 (l) + 169,45 kJ.

Cevap: -206.77 kJ / mol.

25. Aşağıdaki verileri kullanarak standart sodyum bikarbonat oluşumunun entalpisini hesaplayın:

2NaHC03 (cr) \u003d Na2C03 (cr) + CO2 (g) + H20 (g) + 130.3 kJ,

Eğer kJ/mol;

C (gr) + O2 (g) \u003d CO2 (g) - 393,7 kJ; H2 (g) + 1/2O2 (g) \u003d H20 (g) -241.8 kJ.

Cevap: -947.4 kJ / mol.

26. Aşağıdaki verileri kullanarak CaCO 3 (cr) oluşumunun standart entalpisini hesaplayın:

Ca (OH) 2 (c) + CO2 (g) \u003d CaC03 (cr) + 173.9 kJ;

C (gr) + O2 (g) \u003d CO2 (g) - 393,7 kJ;

kJ/mol.

Cevap: -1206 kJ / mol.

27. Reaksiyon sırasında ise, demir oksit (III) oluşumunun standart entalpisini belirleyin

2Fe + Al 2 O 3 \u003d Fe 2 O 3 + 2Al

her 80 g Fe 2 O 3 için 426,5 kJ ısı emilir, kJ/mol.

Cevap: -823 kJ / mol.

28. Termokimyasal denkleme göre FeO (t) + H 2 (g) \u003d Fe (t) + H 2 O (g) + 23 kJ ise, 11.2 kg demir elde etmek için ne kadar ısı harcanması gerekir? .

Cevap: 4600 kJ.

29. Grafitin standart yanma ısısı -393.51 kJ / mol ise elmasın yanma ısısını bulun ve ısı

ve faz geçişi С(grafit) ® С(elmas)

1.88 kJ/mol.

Cevap: -395,39 kJ / mol.

30. 1 kg kırmızı fosforun siyah fosfora dönüştüğü biliniyorsa ne kadar ısı açığa çıktığı,

kırmızı ve siyah fosforun standart oluşum entalpilerinin sırasıyla -18.41 ve -43.20 kJ/mol olduğunu.

Cevap: -800 kJ.

Bölüm II

Standart oluşum entalpileri ve kimyasal bileşiklerin mutlak entropilerinin değerlerinden 25 ° C sıcaklıkta bir kimyasal reaksiyonun Gibbs enerjisindeki standart değişikliği hesaplayın ve kendiliğinden bir reaksiyon olasılığını belirleyin:

1. 4NH 3g + 5O 2g = 4NOg + 6H20g.

Cevap: -955.24 kJ; reaksiyon mümkündür.

2. SO 2g + 2H 2 S g \u003d 3S ila + 2H 2 O kuyusu.

Cevap: -107,25 kJ; reaksiyon mümkündür.

3. 2H 2 Sg + 3O 2g = 2H 2 Og + 2SO 2g.

Cevap: -990,48 kJ; reaksiyon mümkündür.

4. 2NO g + O 3g + H 2 O kuyusu \u003d 2HNO 3g.

Cevap: - 260.94 kJ; reaksiyon mümkündür.

5. 3Fe 2 O 3k + CO g \u003d 2Fe 3 O 4k + CO 2g.

Cevap: - 64.51 kJ; reaksiyon mümkündür.

6. 2CH 3OH w + 3O 2g \u003d 4H 2 Og + 2CO 2g.

Cevap: - 1370.46 kJ; reaksiyon mümkündür.

7. CH 4g + 3CO 2g \u003d 4CO g + 2H20g.

Cevap: 228.13 kJ; reaksiyon mümkün değildir.

8. Fe 2 O 3k + 3CO g \u003d 2Fe k + 3CO 2g.

Cevap: -31.3 kJ; reaksiyon mümkündür.

9. C 2H 4g + 3O 2g \u003d 2CO 2g + 2H20g.

Cevap: -1313.9 kJ; reaksiyon mümkündür.

10. 4NH 3g + 3O 2g = 6H20g + 2N 2g.

Cevap: -1305,69 kJ; reaksiyon mümkündür.

11. 4NO 2g + O 2g + 2H20x = 4HNO 3g.

Cevap: -55.08 kJ; reaksiyon mümkündür.

12. 2HNO 3l + NO g = 3NO 2g + H20 l.

Cevap: -7,71 kJ; reaksiyon mümkündür.

13. 2C 2H 2g + 5O 2g \u003d 4CO 2g + 2H20g.

Cevap: -2452,81 kJ; reaksiyon mümkündür.

14. Fe 3 O 4k + 4H 2g \u003d 3Fe ila + 4H 2 O g.

Cevap: 99,7 kJ; reaksiyon mümkün değildir.

15. 2Fe 2 O 3k + 3C k \u003d 4Fe k + 3CO 2g.

Cevap: 297,7 kJ; reaksiyon mümkün değildir.

16. Fe3O 4k + 4CO g \u003d 3Fe k + 4CO 2g.

Cevap: -14.88 kJ; reaksiyon mümkündür.

17. 2H 2 S g + O 2g \u003d 2H 2 O kuyusu + 2S c.

Cevap: -407.4 kJ; reaksiyon mümkündür.

18. Fe 2 O 3k + 3H 2g \u003d 2Fe ila + 3H 2 O g.

Cevap: 54.47 kJ; reaksiyon mümkün değildir.

Standart oluşum entalpileri ve kimyasal bileşiklerin mutlak entropilerinin değerlerinden 25 °C sıcaklıkta bir kimyasal reaksiyonun Gibbs enerjisindeki standart değişimi hesaplayın ve sistemde hangi sıcaklıkta dengenin oluşacağını belirleyin.

19. 4HCl g + O 2g ↔ 2Cl 2g + 2H20f.

Cevap: -93,1 kJ; ~552 K.

20. Cl 2g + 2HIg ↔ I 2c + 2HClg.

Cevap: -194.0 kJ; ~1632 bin

21. SO 2g + 2CO g ↔ 2CO 2g + S c.

Cevap: -214.24 kJ; ~1462 K.

22. CH 4g + 2H2Og ↔ CO2g + 4H 2g.

Cevap: 113.8 kJ; ~959 bin

23. CO g + 3H 2g ↔ CH 4g + H20g.

Cevap: -142,36 kJ; ~ 963 K.

350 °C sıcaklıktaki bir kimyasal reaksiyonun Gibbs enerjisindeki değişimi, kimyasal bileşiklerin standart oluşum entalpilerinden ve mutlak entropilerinden hesaplayın. D f H° ve S°'nin sıcaklığa bağımlılığını göz ardı edin. Spontan reaksiyon olasılığını ayarlayın:

24. 2РН 3g + 4O 2g \u003d P 2 O 5k + 3H 2 O g.

Cevap: 1910.47 kJ; reaksiyon mümkündür.

25. Cl 2 gr + SO 2 gr + 2H 2 Ow = H 2 SO 4 w + 2HCl gr.

Cevap: -80.0 kJ; reaksiyon mümkündür.

26. P 2 O 5k + 5C k \u003d 2P k + 5CO g.

Cevap: 860.0 kJ; reaksiyon mümkün değildir.

27. 2CO g + SO 2g \u003d S ila + 2CO 2g.

Cevap: -154.4 kJ; reaksiyon mümkündür.

28. CO 2g + 4H 2g \u003d CH 4g + 2H20g.

Cevap: -57.9 kJ; reaksiyon mümkündür.

29. NO g + O 3 g = O 2 g + NO 2 g.

Cevap: -196.83 kJ; reaksiyon mümkündür.

30. CH 4g + 2O 2g \u003d CO 2g + 2H20g.

Cevap: -798,8 kJ; reaksiyon mümkündür.

Termodinamiğin çözdüğü en önemli problemlerden biri, kimyasal bir sürecin kendiliğinden meydana gelmesinin temel olasılığının (veya imkansızlığının) kurulmasıdır.

Daha önce belirtildiği gibi, bir kimyasal sürecin akışı, sistemin entropisindeki bir artışla desteklenir. Parçacıkları ayırarak, kimyasal bağları kırarak, kristal kafesleri yok ederek, maddeleri çözerek vb. Entropide bir artış elde edilir. Bununla birlikte, tüm bu süreçlere kaçınılmaz olarak sistemin entalpisinde bir artış eşlik eder ve bu da sürecin ilerlemesini engeller. Açıkçası, bir kimyasal sürecin temel olasılığı sorununu çözmek için, sistemin hem entropisindeki hem de entalpisindeki değişimi aynı anda hesaba katmak gerekir. Sabit sıcaklık ve basınçta, bu amaç için Gibbs serbest enerjisi (bazen sadece Gibbs enerjisi) olarak adlandırılan bir termodinamik fonksiyon kullanılır. Gibbs serbest enerjisi (G), aşağıdaki denklemle entalpi ve entropi ile ilgilidir:

Sistemin başlangıç durumundan son duruma geçişi sırasında Gibbs enerjisindeki değişim şu bağıntı ile belirlenir:

∆G = ∆H - T∆S

Denklem, sabit sıcaklık ve basınçta meydana gelen süreçler için geçerli olduğundan, G fonksiyonu olarak adlandırılır. izobarik-izotermal potansiyel. Ortaya çıkan denklemde, ΔН değeri entalpi faktörünün etkisini ve ТΔS - entropi faktörünün işlemin olasılığı üzerindeki etkisini değerlendirir. Fiziksel anlamıyla, Gibbs serbest enerjisi, belirli koşullar altında sistem tarafından dış kuvvetlere karşı yapılan işe dönüştürülebilen ΔН kısmıdır. ТΔS'ye eşit olan ΔН'in geri kalanı, sistemin entropisini artırmaya giden ve işe dönüştürülemeyen "özgür olmayan" enerjiyi temsil eder. Gibbs serbest enerjisi, kimyasal bir sürecin itici gücünü belirleyen bir tür potansiyeldir. Fiziksel potansiyeller (elektriksel, yerçekimi) gibi, süreç kendiliğinden ilerledikçe minimum bir değere ulaşana kadar Gibbs enerjisi azalır ve ardından süreç durur.

Sistemde sabit basınç ve sıcaklıkta bir miktar reaksiyonun (denge dışı süreç) kendiliğinden ilerlemesine izin verin. Bu durumda, ∆H< TΔS, соответственно ΔG <0. Таким образом, изменение функции Гиббса может служить критерием при определении направления протекания реакций: sabit sıcaklık ve basınçta izole edilmiş veya kapalı bir sistemde, Gibbs serbest enerjisindeki değişimin negatif olduğu (ΔG) reaksiyonlar kendiliğinden meydana gelir.< 0).

Sistemde meydana gelen reaksiyonun tersinir olmasına izin verin. Daha sonra, verilen koşullar altında, eğer ΔG ise doğrudan reaksiyon temelde mümkündür.< 0, а обратная - если ΔG >0; ΔG = 0'da sistem bir denge durumunda olacaktır. İzole sistemler için ΔН = 0, dolayısıyla ΔG = - TΔS. Böylece, süreçler, izole bir sistemde kendiliğinden meydana gelir ve entropide bir artışa yol açar.(termodinamiğin ikinci yasası).

Sistemin entalpisi Gibbs enerji denklemine dahil edildiğinden, mutlak değerini belirlemek mümkün değildir. Belirli bir reaksiyonun seyrine karşılık gelen serbest enerjideki değişimi hesaplamak için, etkileşime katılan bileşiklerin oluşumunun Gibbs enerjileri kullanılır. Bir bileşiğin Gibbs oluşum enerjisi (ΔG f), belirli bir bileşiğin bir molünün basit maddelerden sentezine karşılık gelen serbest enerjideki değişikliktir. Standart koşullara atıfta bulunulan bileşiklerin oluşumunun Gibbs enerjilerine standart denir ve sembolü ile gösterilir. Değerler referans literatürde verilmiştir; ayrıca ilgili maddelerin oluşum entalpilerinin ve entropilerinin değerlerinden de hesaplanabilirler.

Örnek 1. Bu bileşiğin oluşum entalpisi f (Fe 3 O 4) = -1117.13 kJ / mol ise ve demir, oksijen ve Fe 3 O 4 entropisi 27.15'e eşitse Fe 3 O 4 için hesaplamak gerekir; 205.04 ve 146.19 J/mol. K. Buna göre

(Fe 3 O 4) \u003d (Fe 3 O 4) - T ,

burada Δ, reaksiyonun seyri sırasında entropideki değişimdir: 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

Entropi değişimi aşağıdaki denklem kullanılarak hesaplanır:

Δ \u003d (Fe 3 O 4) - \u003d

146.19 - (3.27.15 + 2.205.04) = -345.3(J/mol . İLE);

Δ = -0.34534 kJ/mol K

(Fe 3 O 4) \u003d -1117.13 - 298 (-0.34534) \u003d -1014.2 (kJ / mol)

Elde edilen sonuç, reaksiyonun standart koşullar altında temelde mümkün olduğu sonucuna varmamızı sağlar. Bu durumda, entalpi faktörü reaksiyonu desteklemektedir (< 0), а энтропийный - препятствует (Т < 0), но не может увеличить до положительной величины

G bir durum fonksiyonu olduğundan, reaksiyon için: aA + bB = dD + eE Gibbs enerjisindeki değişim denklemden belirlenebilir

= Σi (pr) - Σj (reag)

Örnek #2. Nitrik asidin oksijen ile etkileşimi ile ozonun elde edilmesinin temel olasılığını (standart koşullar) denkleme göre tahmin edelim:

4HNO 3 (g) + 5O 2 (g) \u003d 4O 3 (g) + 4NO2 (g) + 2H20 (g)

Standart koşullar altında Gibbs enerjisindeki değişimi hesaplayın:

= - =

4 162.78 + 4 52.29 - = 1179.82 (kJ)

Standart koşullar altında kendiliğinden tepkime temelde imkansızdır. Aynı zamanda, ters reaksiyon için ΔG değeri negatif olduğundan, nitrojen dioksit ozon tarafından nitrik aside oksitlenebilir.

KİMYASAL KİNETİK

Gibbs serbest enerjisi kavramı, belirli bir reaksiyonun kendiliğinden veya kendiliğinden meydana gelme olasılığını açıklamak için kimyaya girmiştir. Bu enerjinin hesaplanması, sürecin entropisindeki değişimin ve uygulanması sırasında emilen veya salınan enerji miktarının bilgisini gerektirir.

Josiah Willard Gibbs

Çeşitli süreçlerin meydana gelme olasılığını belirleyen serbest enerji, büyük harf G ile gösterilir. Gelişime büyük katkı sağlayan 19. yüzyıl Amerikalı teorik fizikçi Josiah Willard Gibbs'in onuruna Gibbs enerjisi olarak adlandırılmıştır. modern termodinamiğin teorisi.

Gibbs'in savunmasının ardından Felsefe Doktoru unvanını aldığı ilk tezinin dişli dişlerin şekli hakkında yazdığını belirtmek ilginçtir. Bu çalışmada, bu dişler için ideal şekli geliştirmek için geometrik yöntemler kullandı. Bilim adamı termodinamiği sadece 32 yaşında incelemeye başladı ve bu fizik alanında muazzam bir başarı elde etti.

Termodinamiğin temel kavramları

Standart Gibbs enerjisi, standart koşullar altında, yani oda sıcaklığında (25 ºC) ve atmosfer basıncında (0,1 MPa) enerjidir.

Termodinamiğin temel ilkelerini anlamak için, bir sistemin entropi ve entalpisi kavramlarını da tanıtmak gerekir.

Entalpi, belirli bir basınçta ve belirli bir hacimde bir sistemin iç enerjisidir. Bu değer Latince H harfi ile gösterilir ve U + PV'ye eşittir, burada U sistemin iç enerjisidir, P basınçtır, V sistemin hacmidir.

Bir sistemin entropisi, düzensizliğin ölçüsünü karakterize eden fiziksel bir niceliktir. Başka bir deyişle, entropi, belirli bir sistemi oluşturan parçacıkların düzeninin özelliğini tanımlar, yani bu sistemin her bir durumunun var olma olasılığını karakterize eder. Genellikle Latince S harfi ile gösterilir.

Bu nedenle, entalpi bir enerji özelliğidir ve entropi geometrik bir özelliktir. Devam eden termodinamik süreçleri anlamak ve tanımlamak için, entropi ve entalpinin mutlak değerlerinin yararlı bilgiler taşımadığını, yalnızca değişikliklerinin büyüklüklerinin, yani ΔH ve ΔS'nin önemli olduğunu unutmayın.

termodinamik ifadeler

Bu yasa, bir reaksiyonun keyfi olarak hangi yönde ilerleyebileceğini veya dengede olup olmayacağını anlamaya yardımcı olur. Aşağıdaki ifadeler termodinamik için temeldir:

Termodinamiğin ikinci yasası, herhangi bir sistemdeki bir sürecin keyfi olarak gerçekleşmesi için entropisinin artması, yani ΔS>0 olması gerektiğini belirtir.
Sabit sıcaklık ve basınçta, sistemin Gibbs enerjisindeki değişim ΔG=ΔH−TΔS formülüyle belirlenir.
Herhangi bir işlem için ise ΔG
Belirli bir reaksiyonun rastgele akışının yönü, sistemdeki sıcaklığa bağlı olabilir.

spontan süreçler

Kimyada, keyfi olarak meydana gelen süreçler, kendilerine harici bir enerji kaynağı olmaksızın meydana gelen süreçlerdir. Akışın keyfiliği, böyle bir olasılığın olasılığını gösterir ve hiçbir şekilde sürecin kinetiği ile ilgili değildir. Yani hızlı bir şekilde ilerleyebilir, yani patlayıcı bir karaktere sahip olabilir, fakat aynı zamanda binlerce ve milyonlarca yıl boyunca çok yavaş ilerleyebilir.

Kendiliğinden bir reaksiyonun klasik bir örneği, elmas şeklindeki karbonun grafitin allotropik modifikasyonunun karbonuna dönüşümüdür. Böyle bir tepki o kadar yavaştır ki, bir insan hayatı boyunca orijinal pırlantada herhangi bir değişiklik fark etmeyecektir, bu yüzden pırlantaların ebedi olduğunu söylerler, ancak yeterli bir süre beklerseniz parlak bir taşın nasıl döndüğünü görebilirsiniz. siyah, kurum grafitine benzer.

Enerjinin serbest bırakılması ve emilmesi

Keyfi olarak meydana gelen süreçlerin bir başka önemli yönü, ısının salınması veya emilmesidir, ilk durumda ekzotermik bir süreçten bahsederler, ikinci durumda - endotermik olandan, yani entalpideki değişimin işaretinden bahsediyoruz. ΔH. Hem ekzotermik hem de endotermik süreçlerin keyfi olarak ilerleyebileceğini unutmayın.

Keyfi olarak meydana gelen bir işlemin çarpıcı bir örneği, içten yanmalı bir motorun silindirindeki yakıt karışımının ateşlenmesidir. Bu reaksiyonda, yaklaşık %30 verimlilikle mekanik enerjiye dönüştürülerek krank milinin dönmesine neden olan büyük miktarda termal enerji açığa çıkar. İkincisi, torku şanzımandan arabanın tekerleklerine iletir ve araba hareket eder.

Isı absorpsiyonu ile kendi başına ilerleyen endotermik reaksiyona bir örnek, yaygın sodyum klorür NaCl'nin suda çözünmesidir. Bu reaksiyonda, ΔH = +3.87 kJ/mol > 0. Bu gerçek, tuz içinde çözünmeden önce ve çözündükten sonra su sıcaklığı ölçülerek doğrulanabilir. Son sıcaklık ile ilk sıcaklık arasındaki sonuçta ortaya çıkan fark negatif olacaktır.

Gibbs enerji süreci

Sabit basınç ve sıcaklığa sahip bir sistemde herhangi bir işlem gerçekleşirse, termodinamiğin ikinci yasası aşağıdaki biçimde yeniden yazılabilir: G=H−TS. G - Gibbs serbest enerjisinin değeri kJ/mol boyutundadır. Belirli bir reaksiyonun kendiliğindenliğinin tanımı, bu değerdeki, yani ΔG'deki değişikliğin işaretine bağlıdır. Sonuç olarak, termodinamiğin ikinci yasası şu şekilde olacaktır: ΔG=ΔH−TΔS. Aşağıdaki durumlar mümkündür:

ΔG>0 - keyfi olarak ileri yönde gerçekleşemeyen, ancak reaktif sayısındaki artışla bağımsız olarak zıt yöne gidecek olan endergonik reaksiyon;
ΔG=0 - sistem dengededir ve reaktanların ve ürünlerin konsantrasyonları keyfi olarak uzun bir süre sabit kalır.

Ortaya çıkan denklemin analizi

Termodinamiğin ikinci yasası için tanıtılan ifade, sürecin hangi durumda keyfi olarak ilerleyebileceğini belirlememize izin verir. Bunu yapmak için, üç niceliği analiz etmek gerekir: entalpi ΔH'deki değişim, entropi ΔS'deki değişim ve sıcaklık T. Sıcaklığın, uluslararası ölçü ve ağırlık sistemine göre mutlak birimlerle ifade edildiğine dikkat edin, yani, Kelvin'de, bu nedenle her zaman pozitif bir değerdir.

Aşağıdaki durumlarda reaksiyonun yönü sıcaklıktan bağımsızdır:

Reaksiyon ekzotermiktir (ΔH 0). Bu durumda, süreç keyfi olarak daima ileriye doğru gider;
Reaksiyon endotermiktir (ΔH>0) ve entropisindeki değişim negatiftir (ΔS

ΔH ve ΔS değerlerindeki değişimin işaretleri çakışırsa, sıcaklık zaten böyle bir sürecin olasılığında önemli bir rol oynar. Böylece, bir ekzotermik reaksiyon düşük sıcaklıklarda rastgele, bir ekzotermik reaksiyon yüksek sıcaklıklarda ilerleyecektir.

Buz erime hesaplaması

Gibbs enerjisinin işaretinin sıcaklığa bağlı olduğu tepkimeye iyi bir örnek buzun erimesidir. Böyle bir işlem için, ΔH = 6.01 kJ/mol, yani reaksiyon endotermiktir, ΔS = 22,0 J/mol*K, yani işlem entropi artışı ile gerçekleşir.

Gibbs enerjisindeki değişimin sıfıra eşit olacağı, yani sistemin denge durumunda olacağı buzun erime sıcaklığını hesaplayalım. Termodinamiğin ikinci yasasından şunu elde ederiz: T = ΔH / ΔS, belirtilen miktarların değerlerini değiştirerek, T = 6.01 / 0.022 = 273.18 K hesaplıyoruz.

Sıcaklığı Kelvin'den normal santigrat dereceye çevirirsek 0 ºC elde ederiz. Yani, bunun üzerindeki bir sıcaklıkta, ΔG 0 değeri ve tersi işlem keyfi olarak devam edecek, yani sıvı suyun kristalleşmesi.

Kimyada test için yönergeler ve ödevler: Kimyasal işlem kalıpları.

I. Yönergeler.

Genel Hükümler.

Kimyasal süreçlerin yasaları, kimyanın iki dalının inceleme konusudur: kimyasal termodinamik ve kimyasal kinetik.

Kimyasal termodinamik, reaksiyonların enerji etkilerini, yönlerini ve kendiliğinden akışın sınırlarını inceler.

Kimyasal termodinamikte çalışmanın amacı - bir termodinamik sistem (bundan sonra sadece bir sistem olarak anılacaktır) - zihinsel olarak veya gerçekte çevreden izole edilmiş, etkileşimli maddeler topluluğudur.

Sistem farklı durumlarda olabilir. Sistemin durumu, termodinamik parametrelerin sayısal değerleri ile belirlenir: sıcaklık, basınç, madde konsantrasyonları vb. Termodinamik parametrelerden en az birinin değeri, örneğin sıcaklık değiştiğinde, sistemin durumu değişir. Bir sistemin durumundaki bir değişikliğe termodinamik süreç veya basitçe bir süreç denir.

İşlemler farklı hızlarda ilerleyebilir. Proses oranlarının ve onları etkileyen faktörlerin incelenmesi, kimyanın kimyasal kinetik adı verilen dalıdır.

Bir sistemin bir durumdan diğerine geçiş koşullarına bağlı olarak, kimyasal termodinamikte, en basiti izotermal, sabit bir sıcaklıkta (T=const), izobarik, sabit bir sıcaklıkta meydana gelen birkaç işlem türü ayırt edilir. basınç (p=sabit), izokorik, sabit bir hacimde akan (V=sabit) ve adyabatik, sistem ile ortam arasında ısı alışverişi olmadan gerçekleştirilir (q=sabit). Çoğu zaman kimyasal termodinamikte, reaksiyonlar izobarik-izotermal (p=const, T==const) veya izokorik-izotermal (V=const, T=const) süreçler olarak kabul edilir.

Çoğu zaman, kimyasal termodinamikte, standart koşullar altında meydana gelen reaksiyonlar, yani. standart sıcaklıkta ve tüm maddelerin standart durumunda. Standart sıcaklık 298K'dır. Bir maddenin standart hali, 101,3 kPa basınçtaki halidir. Madde çözelti halinde ise 1 mol/L konsantrasyondaki hali standart olarak alınır.

Prosesler, kimyasal termodinamiğin göz önünde bulundurulması konusudur. Prosesleri karakterize etmek için kimyasal termodinamik, durum fonksiyonları adı verilen özel niceliklerle çalışır: U - iç enerji. H entalpi, S entropi, G Gibbs enerjisi ve F Helmholtz enerjisidir. Herhangi bir işlemin nicel özellikleri, kimyasal termodinamik yöntemleriyle belirlenen durum fonksiyonlarındaki değişikliklerdir: r sen, r H, r S, r G, r F.

2. Termokimyasal hesaplamalar.

(Görev ##1-20)

Termokimyasal hesaplama, reaksiyonun (reaksiyon ısısı) termal etkisinin belirlenmesinden oluşur. Reaksiyon ısısı, salınan veya emilen ısı miktarıdır q .Reaksiyon sırasında ısı açığa çıkarsa böyle bir reaksiyona ekzotermik, ısı emilirse reaksiyona endotermik denir.

Reaksiyon ısısının sayısal değeri, uygulama yöntemine bağlıdır. Bir izokorik süreçte gerçekleştirilen V=sabit , reaksiyon ısısı qv = r U, izobarik bir süreçte
p = const termal etki qp = r H. Bu nedenle, termokimyasal hesaplama, reaksiyon sırasında iç enerjideki veya entalpideki değişimin büyüklüğünü belirlemekten oluşur. Reaksiyonların büyük çoğunluğu izobarik koşullar altında gerçekleştiğinden (örneğin, bunların tümü, atmosferik basınç altında ilerleyen açık kaplardaki reaksiyonlardır), termokimyasal hesaplamalar yapılırken, rH hemen hemen her zaman hesaplanır. Eğer r H< 0, то реакция экзотермическая, если же r H > 0 ise reaksiyon endotermiktir.

Termokimyasal hesaplamalar, Hess yasasının doğal sonucu kullanılarak yapılır. : bir reaksiyonun ısı etkisi, reaksiyon ürünlerinin oluşumunun ısılarının (entalpileri) toplamı ile reaktanların oluşumunun ısılarının (entalpilerinin) toplamının çıkarılmasına eşittir.

Reaksiyon denklemini genel formda yazalım: aA + bB = cC + dD. Hess yasasının doğal sonucu olarak, reaksiyon ısısı aşağıdaki formülle belirlenir:

r H = (s r H arr, C + d r H arr, D) - (a r H arr, A + b r H arr, V) (2.1)

nerede H - reaksiyon ısısı; rH arr - sırasıyla reaksiyon ürünleri C ve D ile reaktif A ve B'nin oluşum ısıları (entalpileri); c, d, a, b - reaksiyon denklemindeki stokiyometrik ve katsayılar olarak adlandırılan katsayılar.

Formül (2.1)'deki temel miktarlar, reaktanların ve ürünlerin oluşum ısılarıdır (entalpiler). Bir bileşiğin oluşum ısısı (entalpisi), bu bileşiğin 1 molünün termodinamik olarak kararlı fazlarda ve modifikasyonlarda olan basit maddelerden oluştuğu bir reaksiyonun ısı etkisidir 1) . Örneğin, buhar halindeki su oluşum ısısı, denklemle ifade edilen reaksiyon ısısının yarısına eşittir: 2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g). Oluşum ısısının birimi kJ/mol'dür.

Termokimyasal hesaplamalarda, reaksiyonların ısıları genellikle formül (2.1)'in aşağıdaki formu aldığı standart koşullar için belirlenir:

r H ° 298 = (C r H ° 298, arr, C + d r H ° 298, arr, D) - (a r H ° 298,o6p,A+b r H ° 298, dizi B) (2.2)

burada rH° 298, 298K sıcaklıkta kJ cinsinden standart reaksiyon ısısıdır (standart değer "O" üst simgesiyle gösterilir). a rH° 298, arr. - 298K sıcaklıkta da bileşiklerin oluşumunun standart ısıları (entalpileri). Değerler rH°298, arr. tüm bağlantılar için tanımlanmıştır ve tablo verileridir. 2)

Örnek 2.1 . Reaksiyonun standart termal etkisinin hesaplanması, denklemle ifade edilir: CaC03 (t) \u003d CaO (t) + CO2 (g).

Hess yasasının doğal sonucu olarak şunu yazıyoruz:

r H 0 298 = ( r H ° 298, arr, C aO + r H ° 298, arr. CO2) - r H° 298, arr, CaCO3

Bileşiklerin standart oluşum ısılarının tablo değerlerinin yazılı formülündeki ikame, aşağıdaki sonuca yol açar:

r H° 298 = ((-635.1)+ (-393,51)) - (-1206) = 177,39 kJ.

Görüldüğü gibi, r H° 298 > 0, bu reaksiyonun endotermik yapısını gösterir.

Termokimyada, reaksiyon denklemlerinde termal etkileri belirtmek gelenekseldir.Çok belirlenmiş bir termal etkiye sahip denklemlere termokimyasal denir.

Dikkate alınan reaksiyonun termokimyasal denklemi şöyle yazılır:

CaCO3 (t) \u003d CaO (t) + CO2 (g); rH° 298 = 177,39 kJ.

Örnek 2.2.Denklem tarafından ifade edilen standart reaksiyon ısısının hesaplanması:

4NH3 (g) + 5O2 (g) \u003d 4NO (g) + 6H20 (g).

Hess yasasının sonucuna göre, 3 yazıyoruz. :

rH° 298 = (4rH° 298, arr. N O + 6rH ° 298, arr, H 2 O) - 4rH° 298 ,dev, NH3

Formülde sunulan bileşiklerin standart oluşum ısılarının tablo değerlerini değiştirerek şunu elde ederiz:

rH° 298 = (4(90,37) + 6(-241,84)) - 4(-4b,19)= - 904.8 kJ .

Reaksiyon ısısının negatif işareti, sürecin ekzotermik olduğunu gösterir.

Bu reaksiyonun termokimyasal denklemini yazıyoruz

4NH3 (g) + 5O2 (g) \u003d 4NO (g) + 6H20 (g); rH° 298 = - 904.8 kJ

_______________________________________________________________________________

1) Reaksiyon denklemlerindeki maddelerin durumları harf endeksleri kullanılarak belirtilir: (k) - kristal, (t) - katı, (g) - sıvı, (g) - gaz halinde, (p) - çözünmüş.

2) Tanım olarak, rH° 298, arr. basit maddeler sıfıra eşittir.

3) H° 298, arr, O2 sıfıra eşit olduğu için formülde görünmez.

Termokimyasal denklemdeki termal etki, stokiyometrik katsayılarla gösterilen madde miktarlarını ifade eder. Bu nedenle, dikkate alınan örnekte 2.2.record r H° 298 = - 904.8 kJ 4 mol NH3'ün 5 mol O2 ile etkileşime girmesi durumunda böyle bir miktarda ısı açığa çıktığı anlamına gelir. , sonuç olarak 4 mol NO ve 6 mol H 2 O oluşur.Reaksiyona katılanların sayısı farklıysa termal etkinin değeri de farklı olacaktır.

Örnek 2.3.Tartışılan reaksiyon ısısının hesaplanması. örnek 2.2., eğer:

a) Reaksiyona 2 mol katılırYaklaşık 2;

b) 34d reaksiyona katılır. NHs;

c) Reaksiyonda 11,2 litre oluşur. HAYIR.

Aşağıdaki oranlardan bulunan termal etkinin bilinmeyen değeri x olsun:

a) Oran çözülür: 2/5= x (-904.8). nerede x \u003d 2 (-904.8) / 5= - 361,92 kJ.

b) Kütle olarak 1 mol NH3 17g'ye eşittir. (1 molün gram cinsinden kütlesi sayısal olarak atom kütlelerinin toplamına eşittir). Bu nedenle, reaksiyona katılan NH3'ün mol sayısı:

n \u003d 34/17 \u003d 2. Buna göre oranı oluşturuyoruz: 2/4= x/(-904.8).
nerede x \u003d 2 (-904.8) / 4= - 452,4 kJ.

c) Avogadro yasasına göre normal şartlarda 1 mol gaz 22,4 litre hacim kaplar. Bu nedenle, reaksiyonda oluşan NO mol sayısı:

n = 11.2/22.4= 0,5 . Oranı oluşturuyoruz: 0,5 / 4 \u003d x / (-904.8). nerede x= 0,5(-904,8)/4 = -113.1 kJ.

Reaksiyonların termal etkileri, elbette, oluşum koşullarına bağlıdır, ancak bu bağımlılık zayıf bir şekilde ifade edilir. Pratik önemi olan sıcaklık ve basınç aralığında, reaksiyonların ısısındaki değişiklik kural olarak% 5'i geçmez. Bu nedenle, herhangi bir koşul için çoğu termokimyasal hesaplamada, reaksiyon ısısının değeri standart termal etkiye eşit olarak alınır.

Bir kimyasal reaksiyonun Gibbs enerjisi.

(Görevler ##21-40)

Bir tepkimenin Gibbs enerjisi, Gibbs enerjisindeki değişimdir. r Kimyasal reaksiyon sırasında G. C \u003d H - TS sisteminin Gibbs enerjisi olduğundan, süreçteki değişimi aşağıdaki formülle belirlenir:

r G= rH –TrS. (3.1)

nerede T - Kelvin cinsinden mutlak sıcaklık.

Bir kimyasal reaksiyonun Gibbs enerjisi, sabit basınçta ve p, T = const'ta sıcaklıkta kendiliğinden meydana gelme olasılığını karakterize eder. Eğer r G< 0, то реакция может протекать самопроизвольно, при r G > 0 kendiliğinden reaksiyon mümkün değilse r G = 0, sistem dengede.

Bir reaksiyonun Gibbs enerjisini hesaplamak için rH ve rS formül (3.1) kullanılarak ayrı ayrı belirlenir. Bu durumda, çoğu durumda, entalpi rH ve entropi rS'deki değişim değerlerinin reaksiyon koşullarına zayıf bir bağımlılığı kullanılır, yani. yaklaşımları kullanın:

sağda = rH° 298 ve rS = rS° 298 . (3.2)

Standart reaksiyon ısısı rH ° 298, denklem (2.2) 'ye göre Hess yasasının sonucu kullanılarak belirlenir ve aA + bB \u003d cC + dD reaksiyonunun standart entropisi aşağıdaki formülle hesaplanır:

rS° 298 = (cS° 298, C + dS° 298, D) - (aS° 298, A + bS° 298, B) (3.3)

burada rS° 298, J/(molK) cinsinden bileşiklerin mutlak standart entropilerinin tablo değerleridir ve rS° 298, J/K cinsinden reaksiyonun standart entropisidir.

Örnek 3.1.Denklem ile ifade edilen reaksiyonun Gibbs enerjisinin hesaplanması

4NH3 (g) + 5O2 (g) = 4 HAYIR(g) + 6H 2 O (g) 202.6 kPa basınçta ve 500°C (773K) sıcaklıkta.

Koşullara göre, reaksiyon, yaklaşık olarak (3.2) kabul edilebilir olan gerçek basınç ve sıcaklık değerlerinde ilerler, yani:

r H773 = r H° 298 = - 904.8 kJ= - 904800 J. (bkz. örnek 2.2). fakat r S 773=r S° 298 . Formül (3.3) ile hesaplanan reaksiyonun standart entropisinin değeri şuna eşittir: r S° 298 = (4S ° 298, N 0 + 6S ° 298, H 20) - (4S ° 298, NH 3 + 5S ° 298, O2) \u003d (4 * 210.62 + 6 * 188.74) - ( 4 * 1O92.5 + 5 * 205.03) = 179.77J/K

değerleri değiştirdikten sonra r N° 298 ve r S° 298 (3.1) formülüne şunu elde ederiz:

r G773= r H773 - 773 r S 773 = H° 298 - 773 r S°298 =

\u003d - 904800 - 773 * 179,77 \u003d 1043762 J \u003d - 1043.762 KJ

Tepkimenin Gibbs enerjisinin ortaya çıkan negatif değeri G773 Bu reaksiyonun, söz konusu koşullar altında kendiliğinden ilerleyebileceğini gösterir.

Reaksiyon, 298K sıcaklıkta standart koşullar altında devam ederse, Gibbs enerjisinin hesaplanması (reaksiyonun standart Gibbs enerjisi), reaksiyon için olan formüle göre standart reaksiyon ısısının hesaplanmasına benzer şekilde yapılabilir. aA + bB \u003d cC + dD denklemi ile ifade edilen forma sahiptir:

r G° 298 = (ile r G° 298, dizi, C+ doktor G° 298.arr, D) – ( ar G° 298.arr A + b rG ° 298 ,arr, içinde ) (3.4)

nerede G° 298.arr - bileşik oluşumunun standart Gibbs enerjisi kJ / mol cinsinden (tablo değerleri) - 298K sıcaklıkta, standart durumda olan belirli bir bileşiğin 1 molünün, yine standart durumda olan basit maddelerden oluşturulduğu bir reaksiyonun Gibbs enerjisi 4) , bir r G° 298 reaksiyonun kJ cinsinden standart Gibbs enerjisidir.

Örnek vermek 3.2. Reaksiyonun standart Gibbs enerjisinin denkleme göre hesaplanması:

4NH3 + 5O2 = 4 HAYIR + 6H 2 O

(3.4) formülüne göre 5) yazıyoruz:

rG ° 298 = (4 r G° 298, NO+6 r G° 298,.H2O) –4 r G° 29 8., NH3

Tablo değerlerini değiştirdikten sonra r G°298.arr elde ederiz:

r G° 298= (4(86, 69) + 6(-228, 76)) - 4 (-16, 64) = -184,56 kJ.

Elde edilen sonuçtan, örnek 3.1'de olduğu gibi standart koşullar altında söz konusu reaksiyonun kendiliğinden ilerleyebileceği görülmektedir.

Formül (3.1)'e göre, kendiliğinden reaksiyonun sıcaklık aralığını belirlemek mümkündür. Reaksiyonun kendiliğinden oluş koşulu negatif olduğundan
rG (rG< 0), определение области температур, в которой реакция может протекать самопроизвольно, сводится к решению относительно температуры неравенства (rН – ТrS) < 0.

Örnek 3.3.Spontan CaO reaksiyonunun sıcaklık aralığının belirlenmesi 3 (T) = CaO (t) + CO 2 (G).

Bulduk r El r S:

r H = r N ° 298 \u003d 177.39 kJ \u003d 177 390 J (bkz. örnek 2.1)

r S= r S° 298 = (S° 298 . CaO + S° 298. CO 2 ) - S° 298. CO3 = (39.7+213.6) – 92.9=160.4 J/K

Değerleri takma r El, r S'yi bir eşitsizliğe dönüştürün ve T için çözün:

177390 – T * 160.4<0, или 177390 < Т * 160,4, или Т >1106. Yani 1 106 K'den büyük tüm sıcaklıklarda, negatif r G ve bu nedenle, bu sıcaklık aralığında, düşünülen reaksiyonun kendiliğinden meydana gelmesi mümkün olacaktır.

Kimyasal kinetik.

(Sorunlar ##41 - 60)

Daha önce belirtildiği gibi, Kimyasal kinetik, reaksiyon hızlarını ve çeşitli faktörlerin bunlar üzerindeki etkisini inceleyen bir kimya dalıdır.

Homojen (tek fazlı) bir işlemde, reaksiyon sistemin tüm hacmi boyunca ilerler ve hızı, birim zaman başına herhangi bir reaktifin veya herhangi bir ürünün konsantrasyonundaki bir değişiklik ile karakterize edilir. Ortalama hız V cf = ±rC/rt (burada rC, rt süresi boyunca molar konsantrasyondaki değişikliktir) ile konsantrasyonun zamana göre türevi olan t zamanındaki gerçek hız arasında ayrım yapın: V = ±dC/dt. Bir katalizörün yokluğunda her bir özel reaksiyonun hızı, reaktanların konsantrasyonlarına ve sıcaklığa bağlıdır. . Arayüzey ara yüzeyinde meydana gelen heterojen reaksiyonların hızı da bu yüzeyin boyutuna bağlıdır.

_______________________________________________________________________________________

4) Tanıma göre, basit maddelerin standart Gibbs oluşum enerjisi sıfırdır.

5) r G° 298, O 2 sıfıra eşit olduğu için ifadede görünmez.

Reaktan konsantrasyonlarının reaksiyon hızı üzerindeki etkisi, kütle etki yasası ile belirlenir: sabit bir sıcaklıkta, reaksiyon hızı, stokiyometrik katsayılara eşit güçlerde reaktanların konsantrasyonlarının ürünü ile orantılıdır. aA + bB = cC + dD tepkimesi için, kütle etkisi yasasının matematiksel ifadesi, reaksiyonun kinetik denklemi, yazılmış:

V = kС А a С B b (4.1)

nerede k- oran sabiti olarak adlandırılan orantı faktörü, A ve C ile B, reaktanların molar konsantrasyonlarıdır, a ve b, stokiyometrik katsayılarıdır. Kinetik denklemdeki üslerin toplamına reaksiyon mertebesi denir.

Örnek 4.1.2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) reaksiyonunun kinetik denklemi yazılır:

V\u003d kС H 2 2 O2 ile. Bu reaksiyonun teorik sırası üçtür.

Reaksiyonların kinetik denklemlerinde, değişmezliklerinden dolayı yoğun haldeki maddelerin konsantrasyonları gösterilmez. Bu sabit konsantrasyonlar, hız sabitine bileşenler olarak dahil edilir.

Örnek 4.2.2C (t) + O 2 (g) \u003d 2CO (g) denklemine göre ilerleyen heterojen bir reaksiyonun kinetik denklemi şu şekildedir:V = kC O2 birinci dereceden bir reaksiyondur.

Kütle etkisi yasasına göre, tepkimeye girenlerin derişimlerindeki değişikliklerle tepkime hızı değişir. *

Örnek 4.3. Hidrojen konsantrasyonunda 2 kat azalma ile 2H2 (g) + O2 (g) \u003d 2H20 (g) reaksiyon hızındaki değişimin hesaplanması.

(4.1) denklemine göre. ilk reaksiyon hızı V 1 = kC H 2 2 /С О2 , ve 2 kat daha düşük bir hidrojen konsantrasyonundaki reaksiyon hızı, oran ile belirlenir:

V2= k(C H 2 / 2) 2 O2 ile - Sonuç olarak, elimizde V 2 var/1= 1/4, yani reaksiyon hızı 4 kat azalır.

Gazları içeren reaksiyonlarda, reaktanların konsantrasyonlarının değiştirilmesi ve sonuç olarak hızın değiştirilmesi, sistemin hacminin basıncı değiştirerek değiştirilmesiyle en kolay şekilde gerçekleştirilir. Mendeleev-Clapeyron denklemine göre, bir gazın hacmi azalır ve basınç arttıkça molar konsantrasyonu artar.

Örnek 4.4. 2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) reaksiyon hızındaki değişimin basınçta 2 kat artışla hesaplanması.

Basınç artışından önceki reaksiyon hızı V 1 = kC H 2 2 /С О2 - Basınçta 2 kat artış ile sistemin hacmi 2 kat azalır ve bu nedenle her gazın konsantrasyonu 2 kat artar ve hidrojen için eşit olur - 2 C H2, oksijen için - 2 C O2 - Yeni altında koşullar, reaksiyon hızı kinetik denklemle ifade edilecektir: V 2\u003d k (2С H 2) 2 2 O2 ile - Hız oranı V 2/1= 8, yani basıncın 2 kat artması sonucunda reaksiyon hızı 8 kat artar.

Kimyasal reaksiyonların hızının sıcaklığa bağımlılığı, van't Hoff kuralı ile belirlenir: sıcaklıktaki her 10 derecelik artış, çoğu kimyasal reaksiyonun hızı 2-4 kat artar. Buna göre, sıcaklıktaki aynı düşüşle, reaksiyon hızı aynı sayıda azalır. Matematiksel olarak Want kuralı

Goffa şöyle yazıyor:

V2 = V1y(T2 - T 1) / 10 veya k 2 \u003d k 1 y (T2 - T 1) / 10(4.2)

burada V 2 ve Vi, k 2, k 1 sırasıyla T2 ve T1a sıcaklıklarında reaksiyonun hızları ve hız sabitleridir. y= 2 - 4 - reaksiyon hızının sıcaklık katsayısı.

Örnek vermek 4.5. Sıcaklık katsayısı 3 olan reaksiyon hızının, sıcaklıkta 30 derecelik bir düşüşle hesaplanması.

(4.2) denklemine göre. hız oranı V 2/V 1 \u003d Z -30/10= 1/27. onlar. sıcaklık 30 derece düştüğünde reaksiyon hızı 27 kat azalır.

kimyasal denge.

(Görevler ##61-80)

Tersinir reaksiyonlarda kimyasal denge kurulur - hem ileri hem de geri yönde ilerleyebilen reaksiyonlarda. аА + bВ ó cC + dD) reaksiyonu tersine çevrilebilirse, bu, A ve B reaktiflerinin C ve D ürünlerine (doğrudan reaksiyon) dönüşebildiği ve sırayla C ve D ürünlerinin her biri ile reaksiyona girerek olabileceği anlamına gelir. diğer, başlangıç malzemelerini tekrar A ve B'yi oluşturun (ters reaksiyon). Kimyasal denge için termodinamik koşul, reaksiyonun Gibbs enerjisinin değişmezliğidir, yani. r G \u003d 0 ve kinetik denge koşulu, doğrudan (V 1) ve ters (V 2) reaksiyonlarının oranlarının eşitliğidir: V 1 \u003d V 2

Kimyasal bir denge durumunda hem ileri hem de geri reaksiyonlar aynı hızlarda ilerlediğinden, reaktanların ve ürünlerin konsantrasyonları zamanla değişmez. Bunlar Zamanla değişmeyen konsantrasyonlara denge konsantrasyonları denir. Reaksiyon sırasında değişen denge dışı konsantrasyonların aksine, denge konsantrasyonları genellikle özel bir şekilde, yani köşeli parantez içine alınmış bir madde formülü ile gösterilir. Örneğin, [H 2 ] kayıtları, hidrojen ve amonyak denge konsantrasyonlarından bahsettiğimiz anlamına gelir.

Belirli bir sıcaklıkta, reaktanların ve ürünlerin denge konsantrasyonlarının oranı, her reaksiyonun sabit bir değeri ve özelliğidir. Bu oran, ürünlerin denge konsantrasyonlarının ürününün, stokiyometrik katsayılarına eşit güçlere yükseltilmiş reaktanların denge konsantrasyonlarının ürününe oranına eşit olan kimyasal denge sabiti Kc'nin değeri ile nicel olarak karakterize edilir. Tersinir bir reaksiyon aA + bB - cC + dD için, Kc ifadesi şu şekildedir:

Kc = ([C1 c [D] d)/([A] a [B] b) (5.1)

Örnek 5.1. Tersinir bir homojen reaksiyonun kimyasal denge sabitinin ifadesi N 2 (g) + ZN 2 (g)ó 2NH3 (g)

Formül (5.1)'e göre, söz konusu reaksiyonun kimyasal denge sabiti yazılır: Kc \u003d [NHz] 2 / ([H 2 ] 3).

Tıpkı reaksiyonların kinetik denklemlerinde olduğu gibi, denge sabitlerinin ifadelerinde, sabitliklerinden dolayı yoğunlaştırılmış haldeki maddelerin konsantrasyonları kaydedilmez.

Örnek vermek 5.2. Heterojen bir tersinir reaksiyonun kimyasal denge sabitinin ifadesi Fe 3 0 4 (t) + 4CO (g)ó 3Fe(t) + 4C02 (g).

Yukarıdakiler dikkate alınarak bu reaksiyonun kimyasal denge sabiti yazılır: Kc \u003d [CO2] 4 / [CO] 4.

Gazları içeren reaksiyonlar için, kimyasal denge sabiti sadece denge konsantrasyonları cinsinden değil, aynı zamanda gazların denge kısmi basınçları cinsinden de ifade edilebilir. 6) . . Bu durumda, "K" denge sabitinin sembolü, "c" konsantrasyonunun sembolü ile değil, "p" basıncının sembolü ile indekslenir.

Örnek vermek 5.3. Heterojen bir tersinir reaksiyonun kimyasal denge sabiti Fe 3 0 4 (t) + 4CO(g)ó 3Fe(t) + 4C02 (g), bir denge gaz karışımındaki gazların denge kısmi basınçları cinsinden ifade edilir.

Denge konsantrasyonlarını gazların denge kısmi basınçlarıyla değiştirmenin bir sonucu olarak, kimyasal denge sabiti için aşağıdaki ifadeyi elde ederiz: Kp \u003d Rco 2 4 / Rco 4, burada Rco 2 ve Rco sırasıyla karbon dioksitin kısmi basınçlarıdır. CO2 ve karbon monoksit CO.

Bir gazın kısmi basıncı ve konsantrasyonu birbiriyle Р i =С i RT ilişkisi ile ilişkili olduğundan, burada Р i ve С i sırasıyla i-inci gazın kısmi basıncı ve konsantrasyonu, Кс ve Кр , sırayla, basit bir ilişki ile birbirleriyle ilişkilidir:

Kp \u003d Ks (RT) r n(5.2)

burada rn, reaksiyon ürünlerinin stokiyometrik katsayılarının toplamı ile reaktanların stokiyometrik katsayılarının toplamı arasındaki farktır.

Örnek 5.4.Denklemde ifade edilen tersinir reaksiyonun Kp ve Ks ilişkisi:

N2 (g) + ZN2 (g)ó 2NH3 (g)

Kp ve Ks ifadelerini yazıyoruz: Kp \u003d P NH 3 2 / P N 2 Pn 2 3);

Çünkü r n = 2 - (1+3) = -2, o zaman (5.2)'ye göre Кр=Кс(RT) -2 veya başka bir şekilde Кс=Кр(RT) 2 .

________________________________________________________________________________

6) Bir gaz karışımındaki bir gazın kısmi basıncı, o gaza atfedilebilen karışımın toplam basıncının oranıdır.

Denge sabiti Kp'nin sayısal değeri, aşağıdaki formülle termodinamik olarak kolayca belirlenir:

rGº t \u003d -2,3 RT lgKr (5,3)

burada rGº t, formül (3.1) veya (3.4) ile hesaplanan, T sıcaklığındaki reaksiyonun standart Gibbs enerjisidir.

Formül (5.3), gazları içeren reaksiyonların denge sabitlerini hesaplamak için kullanılır. Gerekirse (5.2) bağıntısı kullanılarak bu tür reaksiyonlar için Kc değeri hesaplanabilir.

Örnek vermek 5.5. CaCO3(t) reaksiyonunun denge sabitinin hesaplanmasıó 500°C'de (773K) CaO(t) + CO2(g).

Tersinir reaksiyonun (CO 2) katılımcılarından biri gaz olduğundan, denge sabitini hesaplamak için formül (5.3) kullanırız. Sıcaklık standart olmadığı için, r G 0 773, formül (3.1) ile belirlenir: r G 0 773 \u003d H ° 773 - 773 r S 773. H є 773'ün G 0 773 değerlerini belirlemek için gerekli ve r S 773, daha önce ele alınan örnekten (3.3) alıyoruz, yani: r H 0 773 = r H 0 298 \u003d 177390 J ve S ° 773= r S° 298 = 160.4 J/K. Bu değerlere göre r G 0 773 \u003d 177390 -773 773 160.4 \u003d 53401 J. Ayrıca, formül (5.3)'e göre şunu elde ederiz: lgКр = - r G ° 773 / (2, ZRT) \u003d -53401 / (2.3 * 8.314 * 773) \u003d -3.6.

Denge sabiti 7) ifadesini ve sayısal değerini yazıyoruz: Кр=РСО 2 =10 -3.6. Kp'nin bu kadar küçük bir değeri, söz konusu koşullar altında, doğrudan reaksiyonun pratik olarak ilerlemediğini gösterir (bu sonucu örnekteki (3.3) hesaplama sonucuyla karşılaştırın).

Dikkate alınan örnekten (5.5) kimyasal denge sabitinin sayısal değerinin, reaktiflerin ürünlere dönüşüm derecesini karakterize ettiğini takip eder: Кр(Кс)>> 1 ise, ürünler denge sisteminde hakimdir, yani. tersine çevrilebilir reaksiyon ağırlıklı olarak ileri yönde ilerler ve bunun tersine, eğer Kp(Kc) ise<<1, более выраженной является обратная реакция и степень превращения реагентов в продукты невелика.

©2015-2019 sitesi
Tüm hakları yazarlarına aittir. Bu site yazarlık iddiasında bulunmaz, ancak ücretsiz kullanım sağlar.
Sayfa oluşturma tarihi: 2016-08-20