Kimyasal reaksiyon hızı birim hacim başına (homojen bir reaksiyon için) veya birim arayüz yüzeyi başına (heterojen bir reaksiyon için) birim zaman başına bir reaktan veya reaksiyon ürününün miktarındaki değişikliktir.
Kitlesel eylem yasası: Reaksiyon hızının reaktanların konsantrasyonuna bağımlılığı. Konsantrasyon ne kadar yüksek olursa, hacimde bulunan moleküllerin sayısı da o kadar fazla olur. Sonuç olarak çarpışma sayısı artar ve bu da sürecin hızının artmasına neden olur.
Kinetik denklem– reaksiyon hızının konsantrasyona bağımlılığı.
Katılar 0'dır
Reaksiyonun molekülerliği temel bir kimyasal işlemde yer alan minimum molekül sayısıdır. Moleküleriteye bağlı olarak, temel kimyasal reaksiyonlar moleküler (A →) ve bimoleküler (A + B →) olarak ikiye ayrılır; trimoleküler reaksiyonlar oldukça nadirdir.
Genel reaksiyon sırası kinetik denklemdeki konsantrasyon derecelerinin üslerinin toplamıdır.
Reaksiyon hızı sabiti- kinetik denklemdeki orantı katsayısı.
Van't Hoff kuralı: Sıcaklıktaki her 10 derecelik artış, homojen bir temel reaksiyonun hız sabitini iki ila dört kat artırır.
Aktif çarpışma teorisi(TAC), bir reaksiyonun meydana gelmesi için gerekli üç koşul vardır:
Moleküllerin çarpışması gerekiyor. Bu önemli bir durumdur ancak yeterli değildir, çünkü çarpışma mutlaka reaksiyona neden olmaz.
Moleküllerin gerekli enerjiye (aktivasyon enerjisine) sahip olması gerekir.
Moleküllerin birbirlerine göre doğru yönlendirilmesi gerekir.
Aktivasyon enerjisi- Bir reaksiyonun gerçekleşmesi için sisteme sağlanması gereken minimum enerji miktarı.
Arrhenius denklemi Bir kimyasal reaksiyonun hız sabitinin sıcaklığa bağımlılığını belirler
A - reaksiyona giren moleküllerin çarpışma sıklığını karakterize eder
R evrensel gaz sabitidir.
Katalizörlerin reaksiyon hızına etkisi.
Katalizör, kimyasal reaksiyonun hızını değiştiren, ancak reaksiyonda tüketilmeyen ve nihai ürünlere dahil olmayan bir maddedir.
Bu durumda reaksiyon hızındaki değişiklik, aktivasyon enerjisindeki bir değişiklik nedeniyle meydana gelir ve reaktiflerle birlikte katalizör, aktifleştirilmiş bir kompleks oluşturur.
Kataliz -özü, belirli maddelerin etkisi altında kimyasal reaksiyonların hızlarını değiştirmek olan kimyasal bir olay (bunlara katalizör denir).
Heterojen kataliz - Reaktan ve katalizör farklı fazlardadır - gaz halinde ve katı.
Homojen kataliz - reaktanlar (reaktifler) ve katalizör aynı fazdadır; örneğin her ikisi de gazdır veya her ikisi de bir miktar solvent içinde çözünmüştür.
Kimyasal denge koşulları
Reaksiyon koşulları değişmediği sürece kimyasal denge durumu korunur: konsantrasyon, sıcaklık ve basınç.
Le Chatelier'in ilkesi: Dengede olan bir sisteme herhangi bir dış etki uygulandığında denge, bu etkinin zayıflatacağı reaksiyona doğru kayar.
Denge sabiti - Bu, reaksiyonun tamlığının bir ölçüsüdür; denge sabitinin değeri ne kadar büyük olursa, başlangıç maddelerinin reaksiyon ürünlerine dönüşüm derecesi de o kadar yüksek olur.
|
K r = C pr \ C çıkış |
ΔG<0 К р >1 pr'den > Dışarıdan
ΔG>0 K p<1 С пр <С исх
Önceki paragraflarda, belirli koşullar altında her kimyasal reaksiyonun kendiliğinden belirli bir yönde ilerlediğini gösteren çeşitli örneklere baktık. Böylece düşük sıcaklıklarda buharlı su oluşumunun ekzotermik reaksiyonu
neredeyse tamamen ileri yönde akar. Ancak yüksek sıcaklıklarda bu reaksiyon ters yönde ilerlemeye başlar: su buharı hidrojen ve oksijene ayrışır. Her durumda, reaksiyonun bir sonucu olarak, kararlı bir kimyasal denge durumu elde edilebilir, ancak denge konumunun kendisinin farklı koşullar altında farklı olduğu ortaya çıkar.
Bir soru ortaya çıktı; kimyasal süreçlerin belirli bir yönünün nedeni nedir, bunu veya bu kimyasal denge durumunu hangi faktörler belirler?
Mekanik sistemlerde kararlı dengenin sistemin minimum potansiyel enerjisine karşılık geldiği bilinmektedir. Böylece, top eğimli bir yüzey üzerinde kendiliğinden a konumundan aşağıya doğru yuvarlanır (Şekil 69) ve potansiyel enerjisi önce bir bütün olarak topun kinetik hareket enerjisine, ardından moleküllerin termal hareket enerjisine dönüştürülür. . B konumunda top dengededir.
Kimyasal süreçlerin aynı zamanda sistemin iç enerjisini azaltma yönünde, yani reaksiyonun pozitif termal etkisine karşılık gelen yönde kendiliğinden ilerlemesi gerektiğini varsaymak doğaldır. Aslında deneyimler, normal koşullar altında ağırlıklı olarak ekzotermik reaksiyonların kendiliğinden ilerlediğini göstermektedir.
Ancak kimyasal süreçlerin yönünü yalnızca iç enerjiyi en aza indirme isteğiyle açıklamaya çalışmak gerçeklerle çelişkilere yol açmaktadır.
Pirinç. 69. Top kendiliğinden a konumundan b konumuna doğru yuvarlanıyor.
Pirinç. 70. İki parçadan oluşan bir kap: A kısmında seyreltilmiş gaz, B kısmında ise vakum vardır.
Böylece, zaten normal sıcaklıklarda, birçok tuzun endotermik çözünme süreçleri ve bazı endotermik kimyasal reaksiyonlar kendiliğinden meydana gelir. Sıcaklık arttıkça artan sayıda reaksiyon endotermik süreç yönünde kendiliğinden ilerlemeye başlar; bu tür reaksiyonların örnekleri arasında yukarıda bahsedilen suyun ayrışması veya yüksek sıcaklıklarda meydana gelen nitrik oksit sentezi yer alır.
Üstelik minimum iç enerjiye ulaşma ilkesi, tüm ekzotermik reaksiyonların tamamlanmasını gerektirir, yani tersinir reaksiyonların olasılığını dışlar; ancak bu tür tepkiler gerçekten de var.
Şimdi, mekanik sistemler arasında, davranışları yalnızca minimum potansiyel enerjiye ulaşmaya yönelik süreçlerin yönü ile tanımlanamayan sistemlerin bulunduğunu hatırlayalım. Bunlar çok fazla sayıda parçacıktan oluşan sistemlerdir. Örneğin havayı oluşturan moleküller, kilometrelerce kalınlıkta bir atmosfer şeklinde Dünya'nın etrafına dağılmış durumdalar, ancak her molekülün minimum potansiyel enerjisi en düşük konumuna karşılık gelse de Dünya'ya düşmezler.
Kimyasal sistemler ayrıca çok sayıda parçacıktan oluşur. Dolayısıyla burada da minimum iç enerjiye ulaşma eğiliminin davranışlarını belirleyen tek faktör olmaması şaşırtıcı değildir.
Reaksiyonların yönünü etkileyen ikinci faktör hakkında fikir edinmek için, termal etkinin eşlik etmediği, kendiliğinden oluşan bazı süreçleri ele alalım. Böyle bir işlemin bir örneği, seyreltilmiş bir gazın genleşmesidir.
İki parçaya bölünmüş bir kabın A bölümünde seyreltilmiş bir gaz olsun (Şekil 70). Böyle bir gazda moleküller arasındaki ortalama mesafe büyüktür; Bu durumda gazın iç enerjisi onun seyrekleşme derecesine bağlı değildir. Kabın (B) ikinci yarısında gaz bulunmamaktadır. Kabın her iki kısmını birbirine bağlayan musluğu açarsanız gaz kendiliğinden kabın tamamına yayılacaktır.
Gazın iç enerjisi değişmeyecektir; Bununla birlikte, kendiliğinden meydana gelen gaz genleşme sürecidir, ancak bunun tersi olan gazın kendiliğinden sıkıştırılması süreci meydana gelmeyecektir.
Sürecin bu yönde olmasının nedenleri öncelikle az sayıda molekül içeren bir sistemi ele alırsak anlaşılabilir. Kapta sadece 1 ve 2 olarak göstereceğimiz iki molekül olsun. Gazın belirli bir makro durumuna karşılık gelen, kabın her iki kısmı arasındaki gazın düzgün dağılımı iki mikro durumla sağlanabilir;
Tüm gazın kabın parçalarından birinde (örneğin A kısmında) yoğunlaştığı makro durum, tek bir mikro durum tarafından gerçekleştirilir:
Sistemin şu veya bu makro durumunun gerçekleştirilmesinin mümkün olduğu mikro durum sayısı arttıkça daha muhtemel olduğu açıktır. Söz konusu durumda (iki molekül), gazın kap boyunca düzgün dağılımı, tüm gazın A kabının bir kısmına aktarılmasından iki kat daha olasıdır.
Şimdi kapta yine numaralandıracağımız dört molekül olsun. Tüm gazın A kabının bir kısmına geçişi hala tek bir mikro duruma karşılık gelir:
Bu arada, gazın kabın her iki kısmı arasında eşit dağılımı artık altı farklı mikro durumla sağlanabiliyor:
Bu nedenle, şimdi, gaz moleküllerinin kabın tüm hacmi boyunca düzgün bir şekilde dağılma olasılığı, bunların parçalarından birine aktarılma olasılıklarından belirgin şekilde daha yüksek olduğu ortaya çıkıyor. Doğal olarak, kabın bir bölümünde gazın tam konsantrasyonundan çok daha sık olarak eşit bir gaz dağılımı gözlemlenecektir.
Bir kapta altı molekül varsa, o zaman bunların kabın parçalarından birine geçişi (yani gazın kapladığı orijinal hacmin yarısına kadar kendiliğinden sıkıştırılması), daha önce olduğu gibi yalnızca bir mikro duruma karşılık gelir. Ancak gazın kabın her iki kısmı arasındaki düzgün dağılımı zaten 20 olası molekül kombinasyonuna, yani 20 farklı mikro duruma karşılık gelir:
Artık bir gazın kendiliğinden sıkıştırılması olgusu, yani gazın tüm moleküllerinin kabın bir bölümünde yoğunlaşması daha da seyrek gözlemlenecektir; gazın kap boyunca eşit dağılımı daha da olası hale gelir.
Böylece, molekül sayısı arttıkça, gazın bir kap içinde rastgele, düzgün bir şekilde dağılma olasılığı çok hızlı bir şekilde artar ve gazın kendiliğinden sıkıştırılması olasılığı giderek azalan bir süreç haline gelir. Şimdi makroskobik miktarlardaki gazın çok sayıda molekül içerdiğini hatırlarsak, o zaman gerçek deneyimde bir gazın kendiliğinden sıkışmasının neredeyse imkansız bir süreç olduğu ve gazın ters genleşme sürecinin kendiliğinden meydana geleceği açıklığa kavuşacaktır. , moleküllerinin kabın tüm hacmi üzerinde düzgün, rastgele bir dağılımına yol açar.
Göz önünde bulundurduğumuz gaz genleşmesi olgusu, süreçlerin yönü ilkesinin en olası duruma, yani parçacıkların dağılımının maksimum rastlantısallığının karşılık geldiği duruma doğru tezahürünün bir örneğidir. Kimyasal reaksiyonların kendiliğinden ortaya çıkma yönü, iki faktörün birleşik etkisi ile belirlenir: sistemin en düşük iç enerjiye sahip bir duruma geçme eğilimi ve en olası duruma ulaşma eğilimi.
Böylece hava ile verilen örnekte, potansiyel enerjinin minimuma doğru yönelmesi, havayı oluşturan moleküllerin Dünya'ya düşmesine, maksimum olasılığa doğru eğilim ise bunların uzayda rastgele dağılmasına neden olur.
Sonuç olarak, moleküllerin belirli bir denge dağılımı yaratılır; bu dağılım, Dünya yüzeyindeki daha yüksek konsantrasyonları ve Dünya'dan uzaklaştıkça artan seyrekleşme ile karakterize edilir.
Tuzlu su sistemlerinde minimum iç enerji çoğu durumda tuzun kristal durumuna karşılık gelir. Ancak sistemin en olası durumuna, tuzun sıvı su içerisinde rastgele dağılmasıyla ulaşılır. Bu iki faktörün birleşik etkisinin bir sonucu olarak, doymuş tuz çözeltisinin belirli bir konsantrasyonuna karşılık gelen bir denge kurulur.
Kimyasal reaksiyonlarda, süreçlerin minimum iç enerjiye yönelik olması ilkesi nedeniyle atomlar, oluşumu en fazla enerjiyi açığa çıkaran moleküller halinde birleştirilir. İşlemlerin en olası duruma doğru yönlendirilmesi ilkesi nedeniyle, parçacık sayısının arttığı (örneğin, moleküllerin atomlara ayrışmasının reaksiyonları) veya atomların tamamen olası durumlarının olduğu reaksiyonlar meydana gelir.
Yani reaksiyon durumunda
Sistemin minimum iç enerjisi, reaksiyonun sağa doğru ilerlediğinde oluşan amonyağa karşılık gelir. Ancak sistemin en olası durumu, amonyağın tamamen ayrışması sırasında oluşan nitrojen-hidrojen karışımına karşılık gelir, çünkü bu durumda gaz moleküllerinin sayısı 2 kat artar. Her iki faktörün etkisi nedeniyle sistemde, belirli bir sıcaklıkta belirlenen tüm maddelerin konsantrasyon oranına karşılık gelen bir denge kurulur.
Reaksiyon durumunda
Minimum iç enerji, nitrik oksidin tamamen ayrışması sırasında oluşan nitrojen-oksijen karışımına karşılık gelir. Bu reaksiyon sırasında parçacık sayısı değişmediğinden reaksiyonun hem ileri hem de geri yönde tamamlanması sistemin durum olasılığını arttırmaz. Aynı zamanda, atomların olası durumlarının sayısı değişmez: başlangıç maddelerinde, hem nitrojen hem de oksijenin her atomu, aynı elementin bir atomuyla (moleküller ve) ve reaksiyon ürününde her atomla ilişkilidir. başka bir elementin (molekül) bir atomu ile ilişkilidir. İşlem kısmen ileri veya geri yönde gerçekleştiğinde durum farklıdır. Reaksiyonun kısmi geçişi sonucunda, yani başlangıç maddeleri ile reaksiyon ürünlerinin bir arada bulunmasıyla, nitrojen ve oksijen atomları iki durumda bulunur: Bazıları moleküllere, bazıları da moleküllere bağlıdır.
Dolayısıyla, söz konusu sistemin olası mikrodurumlarının sayısı ve dolayısıyla buna karşılık gelen makrodurumun olasılığı, reaksiyon kısmen meydana geldiğinde artar. Yani iç enerjinin azalma eğilimi bu reaksiyonun ters yönde tamamlanmasını teşvik eder, durumun olasılığının artması eğilimi ise kısmen ileri yönde ilerlemesine neden olur. Her iki faktörün eş zamanlı etkisi nedeniyle ısıtıldığında nitrojen-oksijen karışımının bir kısmı dönüştürülür ve başlangıç maddeleri ile reaksiyon ürünü arasında denge kurulur.
İç enerjinin en düşük olduğu duruma geçme eğilimi tüm sıcaklıklarda aynı ölçüde kendini gösterir. Sıcaklık ne kadar yüksek olursa, sıcaklık da o kadar yüksek olur ve en olası duruma ulaşma eğilimi o kadar güçlü olur. Bu nedenle, düşük sıcaklıklarda, çoğu durumda, ekzotermik süreçlerin kendiliğinden meydana gelmesinin bir sonucu olarak, bu eğilimlerden yalnızca ilkinin etkisi pratikte hissedilir. Sıcaklık arttıkça, kimyasal sistemlerdeki denge giderek daha fazla ayrışma reaksiyonlarına veya atomik durumların sayısındaki artışa doğru kayar. Her sıcaklıkta, reaktanların ve reaksiyon ürünlerinin konsantrasyonlarının belirli bir oranıyla karakterize edilen bir denge durumu vardır.
Dikkate alınan her iki faktör ve bunların birleşik etkisinin sonucu niceliksel olarak ifade edilebilir. Bunun yapıldığı nicelikler fizik - termodinamik dalında incelenir ve termodinamik nicelikler olarak adlandırılır. Bunlar arasında özellikle iç enerji, entalpi, entropi ve Gibbs enerjisi yer alır.
Yaşamımız boyunca sürekli olarak fiziksel ve kimyasal olaylarla karşılaşırız. Doğal fiziksel olaylar bize o kadar tanıdık geliyor ki, uzun zamandır onlara pek önem vermiyoruz. Vücudumuzda sürekli kimyasal reaksiyonlar meydana gelir. Kimyasal reaksiyonlar sırasında açığa çıkan enerji günlük yaşamda, üretimde ve uzay gemilerinin fırlatılmasında sürekli olarak kullanılır. Etrafımızdaki şeylerin yapıldığı malzemelerin çoğu doğadan hazır olarak alınmıyor, kimyasal reaksiyonlar kullanılarak yapılıyor. Günlük hayatta ne olduğunu anlamamızın pek bir anlamı yok. Ancak yeterli düzeyde fizik ve kimya okurken bu bilgi olmadan yapamazsınız. Fiziksel olayları kimyasal olanlardan nasıl ayırt edebilirim? Bunu yapmanıza yardımcı olabilecek herhangi bir işaret var mı?
Kimyasal reaksiyonlar sırasında bazı maddelerden orijinalinden farklı yeni maddeler oluşur. Birincisinin işaretlerinin kaybolması ve ikincisinin işaretlerinin ortaya çıkması, ayrıca enerjinin salınması veya emilmesiyle, kimyasal bir reaksiyonun meydana geldiği sonucuna varıyoruz.
Bakır bir plakayı ısıtırsanız yüzeyinde siyah bir kaplama belirir; Karbondioksit kireçli suya üflendiğinde beyaz bir çökelti oluşur; odun yandığında kabın soğuk duvarlarında su damlaları belirir, magnezyum yandığında beyaz bir toz elde edilir.
Kimyasal reaksiyonun belirtilerinin renk, koku, tortu oluşumu ve gaz görünümündeki değişiklikler olduğu ortaya çıktı.
Kimyasal reaksiyonları değerlendirirken sadece nasıl oluştuklarına değil, reaksiyonun başlaması ve ilerlemesi için sağlanması gereken koşullara da dikkat etmek gerekir.
Peki kimyasal reaksiyonun başlayabilmesi için hangi koşulların karşılanması gerekir?
Bunu yapmak için öncelikle reaksiyona giren maddeleri temas haline getirmek (birleştirmek, karıştırmak) gerekir. Maddeler ne kadar ezilirse, temas yüzeyi o kadar geniş olur, aralarındaki reaksiyon o kadar hızlı ve aktif olur. Örneğin kesme şekerin ateşe verilmesi zordur, ancak parçalanıp havaya püskürtüldüğünde saniyeler içinde yanarak bir tür patlama oluşturur.
Çözünme yardımıyla bir maddeyi çok küçük parçacıklara ayırabiliriz. Bazen başlangıç maddelerinin ön çözünmesi maddeler arasındaki kimyasal reaksiyonu kolaylaştırır.
Bazı durumlarda demir gibi maddelerin nemli havayla teması reaksiyonun oluşması için yeterlidir. Ancak çoğu zaman maddelerin teması tek başına bunun için yeterli değildir: başka bazı koşulların da karşılanması gerekir.
Bu nedenle bakır, yaklaşık 20˚-25˚С gibi düşük sıcaklıklarda havadaki oksijenle reaksiyona girmez. Bakır ve oksijen arasında reaksiyona neden olmak için ısı kullanmak gerekir.
Isıtma, kimyasal reaksiyonların oluşumunu farklı şekillerde etkiler. Bazı reaksiyonlar sürekli ısıtma gerektirir. Isıtma durduğunda kimyasal reaksiyon da durur. Örneğin şekeri parçalamak için sabit ısıya ihtiyaç vardır.
Diğer durumlarda, ısıtma yalnızca reaksiyonun gerçekleşmesi için gereklidir, bir ivme verir ve ardından reaksiyon ısıtmadan ilerler. Örneğin magnezyum, odun ve diğer yanıcı maddelerin yanması sırasında bu tür ısınmayı gözlemliyoruz.
web sitesi, materyalin tamamını veya bir kısmını kopyalarken kaynağa bir bağlantı gereklidir.
Süreçlerin iki zıt eğilimini karakterize eden entalpi ve entropi faktörleri - birleşme arzusu, düzen ve ayrılma arzusu, ayrı ayrı alınan düzensizlik, kimyasal reaksiyonların kendiliğinden akışı için kriter olamaz. İzobarik-izotermal süreçler için bunlar değişim adı verilen bir fonksiyonla birleştirilirler. Gibbs'in enerjisi işlem sırasında veya izobarik-izotermal potansiyel(ΔG), eşittir:
Bu denklem şu şekilde yazılabilir:
Gördüğünüz gibi kimyasal reaksiyonun termal etkisi iki bölümden oluşur. ΔG'nin ilk kısmı maksimum işe eşittir Wmaksİşlem izobarik-izotermal koşullar altında dengede gerçekleştirildiğinde sistem bunu başarabilir. Bu nedenle, bir reaksiyonun Gibbs enerjisindeki değişiklik, işe dönüştürülebilen bir kimyasal reaksiyonun enerji etkisinin bir parçasıdır:
Bir reaksiyonun Gibbs enerjisindeki değişiklik işe dönüştürülebildiğinden buna serbest enerji de denir. Denklemin sağ tarafındaki ikinci terim (entropi faktörü), enerji etkisinin çevreye yayılan ısıya dönüştürülebilen kısmını temsil eder. Bu nedenle entropi faktörüne bağlı enerji denir.
Gibbs enerjisindeki değişiklik, izobarik-izotermal süreçler sırasında kimyasal reaksiyonların kendiliğinden oluşması için bir kriter görevi görür. Sistemin Gibbs enerjisi azalırsa, yani bir kimyasal reaksiyon temelde mümkündür.
ΔG< 0.
Bu denklem ileri yönde kendiliğinden tepkime olasılığının bir koşuludur. Sistemin Gibbs enerjisi artarsa, yani bir kimyasal reaksiyon kendiliğinden ilerleyemez.
ΔG>0.
Bu denklem, ters reaksiyonun kendiliğinden meydana gelme olasılığı için termodinamik bir koşul görevi görür. Eğer
sistem dengede olduğunda reaksiyon hem ileri hem de geri yönde ilerler.
Kimyasal reaksiyonların yönü onların doğasına bağlıdır. Yani ΔG koşulu<0соблюдается при любой температуре для экзотермических реакций (ΔH<0), у которых в ходу реакции возрастает число молей газообразных веществ, и.следовательно, энтропия (ΔS>0).Bu tür reaksiyonlarda, her iki itici güç de ileri reaksiyona ve ΔG'ye yönlendirilir.<0 при любых температурах. Такие реакции самопроизвольно могут идти только в прямом направлении, т.е. являются необратимыми.
Aksine, gaz halindeki maddelerin mol sayısının azaldığı (ΔS) endotermik bir reaksiyon (ΔH> 0)<0), не может протекать самопроизвольно в прямом направлении при любой температуре, т.к. всегда ΔG> 0.
Birçok reaksiyonun meydana gelme olasılığı sıcaklığa bağlıdır, çünkü sıcaklık bu reaksiyonların Gibbs enerjisindeki değişimin işaretini etkiler. Ekzotermik bir reaksiyonun sonucu olarak (ΔH<0) уменьшается число молей газообразных веществ и соответственно энтропия системы (ΔS<0), то при вы невысоких температурах |ΔH| >|TΔS| ve reaksiyon kendiliğinden ileri yönde ilerleyebilir (ΔG< 0). При высоких же температурах |ΔH|<|ТΔS| и прямая реакция протекать не может, а обратная возможна.
Bir reaksiyonun Gibbs enerjisindeki değişimin işaretinin değiştiği sıcaklığı belirlemek için şu koşulu kullanabilirsiniz:
burada Tr dengenin kurulduğu sıcaklıktır, yani. Doğrudan ve ters reaksiyonların meydana gelme olasılığı eşit derecede muhtemeldir.
Endotermik bir reaksiyonun sonucu olarak (ΔH> 0), gaz halindeki maddelerin mol sayısı artarsa (ΔS> 0), o zaman düşük sıcaklıklarda |ΔH| > |TΔS|, doğrudan reaksiyon kendiliğinden gerçekleşemez (ΔG> 0) ve yüksek sıcaklıklarda (T>T p) doğrudan reaksiyon kendiliğinden gerçekleşebilir (ΔG< 0).
Tablo 3. Sıcaklığın kimyasal reaksiyonların yönüne etkisi
| ΔH | ΔS | ΔG | Reaksiyonun yönü | Örnek |
| ΔH<0 | ΔS>0 | ΔG<0 | Doğrudan reaksiyon herhangi bir sıcaklıkta kendiliğinden gerçekleşebilir | C + 1/2O2 = CO |
| ΔH>0 | ΔS<0 | ΔG>0 | Herhangi bir sıcaklıkta doğrudan reaksiyon kendiliğinden gerçekleşemez | CO = C + 1/2O2 |
| ΔH<0 | ΔS<0 | ΔG<0
при Т | Düşük sıcaklıklarda doğrudan bir reaksiyon kendiliğinden meydana gelebilir ve yüksek sıcaklıklarda ters bir reaksiyon meydana gelebilir. | CaO + CO2 = CaCO3 |
| ΔH>0 | ΔS>0 | T'de ΔG>0 | Yüksek sıcaklıklarda doğrudan bir reaksiyon kendiliğinden meydana gelebilir ve düşük sıcaklıklarda ters bir reaksiyon meydana gelebilir. | CH4 + 2H20(g) = C02 + 4H2 |
Gibbs enerjisi bir durum fonksiyonudur ve sürecin gerçekleştirilme yöntemine bağlı değildir, yalnızca sistemin başlangıç ve son durumu tarafından belirlenir. Bir reaksiyonun Gibbs enerjisindeki değişiklik Hess yasasına ve onun sonuçlarına uyar, dolayısıyla aşağıdaki denklem kullanılarak hesaplanabilir:
Basit maddelerin Gibbs oluşum enerjisi sıfırdır. Bir madde standart durumda ise, oluşumunun Gibbs enerjisine bu maddenin standart Gibbs oluşum enerjisi denir ve ΔG 0 ile gösterilir. ΔG ve ΔG 0 arasındaki ilişki Van't Hoff izotermi adı verilen bir denklemle ifade edilir:
burada R evrensel gaz sabitidir, T sıcaklıktır, K p denge sabitidir. Reaksiyon için
aA + bB = cC + dD
denklem şu şekilde yazılabilir:
veya formda:
İzokorik-izotermal koşullar altında meydana gelen reaksiyonlar için sürecin kendiliğindenliğine ilişkin başka bir kriter daha vardır. Maksimum çalışma Wmaks Sistemin izokorik-izotermal koşullar altında bir denge süreci sırasında başarabileceği değişime eşittir Helmholtz enerjisi ΔF sistemleri (izokorik-izotermal potansiyel):
ΔF = -W maks.
Reaksiyonun Helmholtz enerjisindeki değişim şuna eşittir:
Helmholtz enerjisindeki değişiklik, izokorik-izotermal koşullar altında bir kimyasal reaksiyonun kendiliğinden akışının yönünü ve sınırını karakterize eder; bu, aşağıdaki eşitsizliğe bağlı olarak mümkündür.
ΔF< 0.
Termodinamik fonksiyonlar arasındaki ilişki Şekil 2'de gösterilmektedir. 2.13.
| ΔH ΔU pΔV TΔS ΔF TΔS ΔG |
Pirinç. 2.13 Termodinamik fonksiyonlar arasındaki ilişki
Termodinamik potansiyeller sözde belirlemede büyük önem taşımaktadır. kimyasal afinite . Bazı kimyasalların birbirleriyle kolay ve hızlı reaksiyona girdiği, bazılarının zorlukla reaksiyona girdiği, bazılarının ise hiç reaksiyona girmediği deneysel olarak tespit edilmiştir. Bu, farklı maddelerin birbirleriyle reaksiyona girme yeteneği olarak tanımlanabilecek kimyasal afinite kavramının ortaya çıkmasına neden oldu.
Kimyasal ilginin ölçüsü nedir? Bu sorunun cevabının zor olduğu ortaya çıktı. Başlangıçta bu maddeler arasındaki reaksiyon hızının kimyasal afinitenin bir ölçüsü olarak alınabileceği varsayılmıştı. Ancak, reaksiyon hızı yalnızca reaktiflerin kimyasal özelliklerine ve reaksiyonun meydana geldiği parametrelere değil, aynı zamanda katalizörlerin - reaksiyona katılmayan maddelerin - varlığına da bağlı olduğu için bu varsayımın terk edilmesi gerekiyordu. önemli ölçüde, ancak hızını çok önemli ölçüde etkileyebilir. İkinci varsayım, kimyasal afinitenin reaksiyonun termal etkisine bağlı olduğuydu. Ancak farklı reaksiyonlarda termal etkiler farklı işaretlere sahip olduğundan, bu varsayım da incelemeye dayanamadı.
Son olarak, kimyasal afinitenin bir ölçüsünün, bir reaksiyonun sonucu olarak termodinamik potansiyeldeki değişim (azalış) ile en iyi şekilde belirlendiği bulunmuştur. Bu nedenle termodinamik potansiyeller kimyada çok büyük pratik öneme sahiptir. Termodinamik potansiyelleri hesaplayarak, çeşitli maddelerin kimyasal afinite ölçümlerini, kimyasal reaksiyon gerçekleştirme olasılığını ve dış koşullara ve hepsinden önemlisi sıcaklığa bağlı olarak sınırlarını (denge bileşimi) belirlemek mümkündür.
Kendini kontrol etmeye yönelik sorular
1. Ekzo ve endotermik bir süreç sırasında sistemin entalpisindeki değişimin doğasındaki farklılıklar nelerdir?
2. Reaksiyon ürünleri ve başlangıç malzemelerindeki kimyasal bağların kuvveti reaksiyonun termal etkisini nasıl etkiler?
3. “Bir maddenin oluşum entalpisi (ısısı)” kavramını formüle edin
4. a) Kimyasal ve faz dönüşümlerine neden enerjinin salınması veya emilmesi eşlik ediyor?
5. Isı kapasitesi kavramını formüle edin.
6. Termodinamiğin I, II ve III ilkelerini formüle edin.
Konu 3.
İlgili bilgi.
Tüm kendiliğinden süreçlere her zaman sistemin enerjisinde bir azalma eşlik eder.
Böylece, herhangi bir sistemdeki bir sürecin kendiliğinden ortaya çıkma yönü daha genel bir prensiple - minimum serbest enerji prensibiyle - belirlenir.
Kapalı sistemlerde meydana gelen süreçleri karakterize etmek için yeni termodinamik durum fonksiyonları tanıtıldı: a) Gibbs serbest enerjisi
∆G = ∆H - T∆S(R, T= sabit);(17)
B) Helmholtz serbest enerjisi
∆F = ∆sen - T∆S(V,T= sabit).(18)
Gibbs ve Helmholtz enerjileri kJ/mol birimiyle ölçülür.
Serbest enerji, enerjinin tam olarak işe dönüştürülebilen kısmıdır (bkz. Denklem 10). Sistemin yapabileceği maksimum işe eşittir ∆G = - A Maksimum.
Gerçek koşullarda A Maksimum Enerjinin bir kısmı ısı, radyasyon, sürtünmenin üstesinden gelmek için harcanan vb. şeklinde çevreye dağıtıldığından ve verimlilik getirilerek dikkate alındığından asla başarılamaz.
Dolayısıyla, 1) yalnızca sistemin serbest enerjisinde azalmaya yol açan süreçler kendiliğinden gerçekleşebilir; 2) serbest enerjideki değişim sıfır olduğunda sistem denge durumuna ulaşır.
Gibbs (Helmholtz) fonksiyonundaki veya serbest enerjideki değişikliklerin hesaplanması, belirli koşullar altında kimyasal reaksiyonların kendiliğinden meydana gelme yeteneği hakkında kesin sonuçlar çıkarmayı mümkün kılar.
Kendiliğinden süreçlerin ortaya çıkmasına her zaman sistemin serbest enerjisinde bir azalma eşlik eder (D G< 0 или DF< 0).
Termodinamik olarak yasak, denge ve kendiliğinden kimyasal süreçlere karşılık gelen enerji diyagramları Şekil 4'te sunulmaktadır.
Δ G, kJ/mol
Ürün ∆ G> 0
termodinamik olarak
Yasaklanmış süreç
Ürün
Ref. denge ∆ G= 0
Ürün
∆G< 0
Kendiliğinden süreç
reaksiyon koordinatı X
Pirinç. 4. Termodinamik olarak yasak, denge ve kendiliğinden kimyasal süreçlerin enerji diyagramları
Çeşitli proses koşulları altında kapalı bir sistemde termodinamik denge koşulları şunlardır:
İzobarik-izotermal ( R= sabit, T= sabit): Δ G= 0,
İzokorik-izotermal ( V= sabit, T= sabit): Δ F = 0.
Dolayısıyla, kimyasal süreçlerin kendiliğindenliği için tek kriter Gibbs (veya Helmholtz) serbest enerjisindeki değişimin büyüklüğüdür ve bu iki faktör tarafından belirlenir: entalpi ve entropi
∆G= ∆H- T∆S ;
Δ F = ∆sen- T∆S.
Çoğu kimyasal süreç iki faktörün sonucudur: 1) sistemin daha düşük enerjili bir duruma geçme arzusu; bu, parçacıkları birleştirerek veya daha küçük bir iç enerji (veya entalpi) kaynağına sahip parçacıklar oluşturarak mümkündür; 2) sistemin, parçacıkların daha rastgele düzenlenmesine karşılık gelen daha yüksek entropili bir duruma ulaşma arzusu.
Düşük sıcaklıklarda parçacıkların termal hareketi yavaşladığında birinci eğilim hakim olur.
Artan sıcaklıkla birlikte entropi artar (bkz. Şekil 2 ve 3) ve ikinci eğilim hakim olmaya başlar; sistemin daha büyük bir düzensizlikle karakterize edilen bir durumuna ulaşma arzusu.
Çok yüksek sıcaklıklarda hiçbir kimyasal bileşik mevcut olamaz. Bu koşullar altında herhangi bir bileşik gaz haline geçer ve serbest atomlara ve plazma sıcaklıklarında bozunur (ayrışır). T> 10000 K) - sistemin en büyük düzensizliğine ve dolayısıyla maksimum entropiye karşılık gelen iyonlara, elektronlara ve serbest radikallere.
Verilen proses koşullarında entalpi veya entropi faktörlerinden hangisinin belirleyici olduğunu belirlemek için mutlak değerlerin karşılaştırması yapılır:
÷ ∆ H ÷ > ÷ T∆S÷ – belirleyici faktör entalpi faktörüdür,
÷ ∆ H ÷ < ÷ T∆S÷ - entropi faktörü belirleyicidir.
Kimyada, kimyasal ve biyolojik süreçlerin çoğu açıkta meydana geldiğinden Gibbs enerji değeri en sık kullanılır ( R= R atm) veya sabit basınçta kapalı kaplar ( R ¹ R atm) ve dolayısıyla gelecekte, Δ'nın değeriyle ilgili olarak kendimizi tekrarlamamak için F, özellikle belirtilmediği sürece ∆ değeriyle çalışacağız G.
Standart koşullar altında meydana gelen aA + bB = cC + dD tipindeki bir kimyasal prosesin yönünü belirlemek için Δ değeri kullanılır. G xp Δ değerlerinden hesaplanabilir H 0 298хр ve D S 0 298xp, 19. seviyeyi kullanarak. Proses sıcaklığı ise T≠ 298 K ise hesaplama denkleme göre yapılır. 20.
∆G 0 298хр = Δ H 0 298хр - 298∙D S 0 298хр, (19)
∆G 0 T xp ≈ Δ H 0 298хр - T D S 0 298хр. (20)
Maddelerin oluşumu için standart termodinamik fonksiyon tablolarını da kullanabilirsiniz Δ G° 298 varış. Bu durumda Δ G° 298хр reaksiyonlar Δ'ya benzer şekilde hesaplanır N° 298хр:
∆G 0 298хр = [s∆ G 0 298obr(C) + d∆ G 0 298obr(D) ] – [a∆ G 0 298 devir(A) + v∆ G 0 298obr (V)]. (21)
Bu nedenle belirli koşullar altında bir kimyasal olayın mümkün olup olmadığını belirlemek için Gibbs veya Helmholtz enerjilerindeki değişimin işaretinin ne olacağını belirlemek gerekir.
Bir reaksiyonun yönünü tersine çevirdiği, üstünde veya altında olan ve ters çevirme sıcaklığı olarak adlandırılan sıcaklığın belirlenmesi genellikle gereklidir. Ters çevirme sıcaklığı, reaksiyon denge koşulundan ∆ belirlenir. G XP = 0.
∆G xp = Δ H XP - T D S XP = 0 (22)
T ters = Δ H xp/D S saat. (23)
SORUN ÇÖZME ÖRNEKLERİ
Sürecin kendiliğinden ortaya çıkmasının olası yönünü belirleyin. T= 100°C. İnversiyon sıcaklığını hesaplayın.
Si (k) + Si02 (k) = 2SiO (k)
D değerini hesaplayalım G° 298 bu reaksiyonun. Tablo verilerini kullanalım
∆ H 0 298, kJ/mol 0 -912 -438
S 0 298 , J/mol∙K 19 42 27
∆N 0 298 xp = = 36 kJ;
∆ S 0 298 x = = -7 J/K;
∆ G° хр = ∆ H 0 298 хр - T∆S 0 298 x =36 - 373×(-7)×10 -3 = 38,6 kJ.
Görüldüğü gibi ∆ değeri G° xp pozitiftir ve 373 K'de reaksiyon ileri yönde ilerleyemez. Bu nedenle SiO 2 standart koşullar altında stabildir.
Si02'nin SiO'ya geçişinin prensipte başka sıcaklıklarda mümkün olup olmadığını bulmak için, sistemin termodinamik denge durumunda olduğu ters çevirme sıcaklığının hesaplanması gerekir; ∆ olduğu durumlarda G = 0.
T ters = ∆ H° 298xr /∆ S° 298 xp = 36/(-7,10 -3)= -5143 K.
Mutlak sıcaklık ölçeğinde negatif bir sıcaklık yoktur ve bu nedenle silikon dioksitin silikon okside dönüşümü hiçbir koşulda mümkün değildir.
Fe 3 Ö 4 (k) + 4H 2 (g) = 3Fe (k) + 4H 2 Ö (g)
∆N° 298 varış, kJ/mol -1118 0 0 -241,8
Hess yasasının doğal sonucu uyarınca, sürecin entalpisindeki değişiklik şuna eşittir:
∆N° 298 deneyim = 4∆ N° 298 konum (H 2 O) – ∆ N° 298 arr (Fe3O4) = 4 (-241,8) - (-1118) = 150,8 kJ
Bu durumda reaksiyonun entalpisindeki değişiklik 3 mol demir için hesaplanır, yani. 3 mol başına ∙ 56 g/mol = 168 g.
1 kg demir alındığında entalpideki değişiklik aşağıdaki ilişkiden belirlenir:
168 gr Fe - 150,8 kJ;
1000 gr Fe - X kJ;
Buradan X= 897kJ.
Reaksiyona göre baryum peroksit oluşumunun meydana gelebileceği üst sıcaklık sınırını belirleyin:
2BaO (k) + O2 (g) = 2BaO2 (k)
Baryum peroksit oluşumunun reaksiyonunun entalpi ve entropisindeki değişiklikler aşağıdaki anlamlara gelir:
∆N° 298 xp = 2∆ N° 298 konum (BaO 2) - (2∆ N° 298 konum (BaO) + ∆ N° 298 varış (O 2))
∆N° 298 хр = -634,7∙2 - (-553,9∙2 + 0) = -161,6 kJ
∆S° 298 tecrübe = 2 S° 298 arr (BaO 2) – (2 S° 298 varış (BaO) + S° 298 varış (O 2))
∆S° = 77,5∙2 – (70,5∙2 + 206) = -191 J/K = - 0,191 kJ/K
Bu sürecin serbest enerjisi denklemle ifade edilir.
∆G° xp = -161,6 + 0,191× T.
Standart koşullar altında ∆ G° 298хр = -161,6 + 0,191×298 = -104,68 kJ. ∆ G° 298хр< 0 и реакция при стандартных условиях протекать может.
Ters çevirme sıcaklığı ∆ ilişkisinden bulunabilir. G° = 0.
∆G° = -161,6 + 0,191 T = 0
Buradan T= - 161,6 - 0,191 = 846,07 K
846,07 K sıcaklığın altında BaO 2 oluşumu gerçekleşebilir.
Bu sıcaklıkta suyun buharlaşma ısısı 44,08 kJ/mol ise, 250 g suyun 25 °C'de buharlaşması sırasında entropideki değişimi hesaplayın.
ÇÖZÜM. Buharlaşma sırasında bir maddenin entropisi miktar kadar artar.
∆S isp = D N/ T.
250 gr su 250 gr/18 gr/mol = 13,88 mol'dür. Dolayısıyla suyun buharlaşma ısısı: 13,88 mol ∙ 44,08 kJ/mol = 611,83 kJ'dir.
250 g suyun buharlaşması sırasındaki entropi değişimi T= 25 +273 = 298 K eşittir
∆S isp = 611,83 / 298 = 2,05 kJ.
BAĞIMSIZ ÇALIŞMA İÇİN GÖREVLER
CO (g) + H20 (g) = CO2 (g) + H2 (g)
Belirleyin: a) ∆ sen° 298 reaksiyon; b) 14,66 kJ ısı (n.s.) açığa çıkarsa kaç gram ve kaç litre CO reaksiyona girer?
CH4 (g) + 2O2 (g) = C02 (g) + 2H20 ( Ve)
Tanımlamak; a) ∆ sen° 298 reaksiyon; b) 56 litre metan (n.o.) yakıldığında ne kadar ısı açığa çıkacak?
3. CO (g) + C1 2 (g) = COC1 2 (g) reaksiyonu için tablo verilerini kullanarak ∆'yi hesaplayın N° 298 reaksiyon. Hesaplayın: a) ∆ sen° 298 reaksiyon; b) 338,13 kJ ısı (n.s.) açığa çıkarsa kaç litre CO reaksiyona girer?
2HC1 (g) + Ca (s) = CaCl2 (s) + H2 (g).
5. ∆N° 298 metan CH4'ün yanması - 891,6 kJ/mol'e eşittir. Hesaplayın: a) 1 g metanın yanması sırasında ne kadar ısı açığa çıkacağı; b) 5 litre metanın (n.o.) yanması sırasında ne kadar ısı açığa çıkacak?
6. ∆Н° 298'i -167,6 kJ olan 2Сu (tv) + 1/2O 2(g) = Cu 2 O (tv) reaksiyonu için aşağıdakileri hesaplayın: a) 335 serbest bırakılırsa kaç litre oksijen reaksiyona girer 0,2 kJ ısı mı? b) ∆ sen° 298 reaksiyon.
7. ∆N° 298 reaksiyon Cd(s) + 1/2O2(g) = CdO(s) -256,43 kJ'dir.
Belirleyin: a) ∆ sen° 298 reaksiyon; b) 628 kJ ısı açığa çıkarmak için kaç mol Cd alınmalıdır?
8. ∆N° 298 reaksiyon 2Bi (tv) + 3/2O2 (g) = Bi 2 O3 (tv) -578,22 kJ'dir.
0,5 mol Bi 2 O 3 oluştuğunda ne kadar ısı açığa çıkacak?
9. Tablo değerlerine göre ∆ N° 298 reaktif oluşumu hesaplaması ∆ N° 298 metan CH4 ve asetilen C2H2'nin yanması, eğer yanma CO2 (g) ve H20 (l)'ye ilerlerse. Hangi gazın daha büyük kalorifik değere (kJ/kg) sahip olduğunu belirleyin.
10. Eşit kütlelerdeki hidrojen, fosfor, grafit ve magnezyum yakıldı. Hangi durumda daha fazla ısı açığa çıkacak?
11. Eşit hacimlerde hidrojen H2 ve asetilen C2H2 yakıldı. Reaksiyon CO 2 (g) ve H 2 O (l) oluşumuyla sonuçlanırsa, hangi süreçte daha fazla ısı kaç kez açığa çıkacaktır?
12. Nikel monoksitin alüminotermik indirgenmesi denklemle açıklanmaktadır.
3NiO (tv) + 2Al (tv) = Al 2 O 3 (tv) + 3Ni (tv)
∆ değerlerini kullanma N° 298 numune reaktifi, ∆ hesaplaması N° 298 saat. Tanımlamak:
a) ∆ N° 1 mol Ni başına kJ cinsinden 298 saat; b) ∆ N° 298 saat, 1 kg Ni başına kJ cinsinden;
13. Tablo değerlerini kullanarak ∆'yi belirleyin N° 298xr:
C2H4(g) + ZO2(g) = 2C02(g) + 2H20(l). Reaksiyon aşağıdakileri içeriyorsa ne miktarda ısı açığa çıkacaktır: a) 14 g etilen; b) 112 litre etilen (n.o.).
14. Tablo verilerini kullanarak, CaO (s) + 3C (grafit) = CaC2 (s) + CO (g) reaksiyonuna göre 100 kg CaC2 oluşumu sırasında ne kadar ısı emileceğini hesaplayın.
15. Hidrojen klorürün oluşum entalpisi -92,5 kJ/mol'dür. 1 litre (n.s.) hidrojen klor ile reaksiyona girdiğinde ne kadar ısı açığa çıkacak?
16. CS2 (g) + ZO2 (g) = CO2 (g) + 2SO2 (g) reaksiyonuna göre 38 g karbon disülfürün yanması sırasında ne kadar ısı açığa çıkacaktır?
17. Cıva fulminatın ayrışması denkleme göre ilerler
Hg(CNO) 2(tv) = Hg (l) +2СО (g) +N 2(g) , ∆ N° 298 xp = -364 kJ. Normal şartlarda 1 kg Hg(CNO)2'nin patlaması sırasında açığa çıkan gazların hacmini ve ısı miktarını belirleyin.
18. Reaksiyon H2O oluşumuyla sonuçlanırsa, ortam koşullarında 8,4 litre patlayıcı gazın (1: 2 hacimsel oranda O2 ve H2 karışımı) patlaması sırasında ne kadar ısı açığa çıkacaktır? (ben)?
19. Reaksiyon sonucu 1 kg silikon oluştuğunda ne kadar ısı açığa çıkar?
SiO 2(tv) + 2Mg (tv) = 2MgO (tv) + Si (tv) eğer ∆ N° 298 xp = -292 kJ.
20. 1 g HF (g) oluşumuna 13.45 kJ ısı salınımı eşlik ederse, 1 litre (n.s.) hidrojenin flor ile etkileşimi sırasında ne kadar ısı açığa çıkacaktır?
22. 8 g CuO'nun hidrojen ile indirgenerek H2O (g) oluşturulması sırasında ne kadar ısı açığa çıkacaktır?
23. Eğer reaksiyon karbon monoksit (IV) ve su buharı üretirse, eşit hacimlerde hidrojen ve karbon monoksitten (II) oluşan 112 litre (n.s.) su gazının yanması sırasında ne kadar ısı açığa çıkacaktır?
24. 10 litre amonyağın (no.) hidrojen klorür ile etkileşimi sırasında açığa çıkan ısı miktarını aşağıdaki reaksiyona göre hesaplayın: NH3 (g) + HCl (g) = NH4Cl (s).
25. ∆'yi belirleyin N° 298 reaksiyonla pH 3 oluşumu
2PH 3(g) + 4O 2(g) = P 2 Ö 5(g) + ZN 2 Ö (g) eğer ∆ N° 298 xp = -2829,74 kJ.
26. ∆'yi hesaplayın N° 298 silikon dioksit oluşumu, SiO 2 (s) + 2Mg (s) = 2MgO (s) + Si (s), ∆ reaksiyonu için ise N° 298 xp = -292 kJ.
27. Metil alkolün yanma reaksiyonu denkleme göre ilerler
CH3OH (l) + 3/2O2 (g) = C02 (g) + 2H20(l). Bu durumda 1 mol alkolün yanmasına 727,4 kJ ısı açığa çıkar.
28. Belirli bir miktar n-bütan C4H10(g) yandığında 12.44 kJ ısı açığa çıktı. Ne kadar n-bütan yakıldı: a) gram; b) litre, eğer ∆ ise N° 298'lik bu maddenin yanması -2882,43 kJ/mol'e eşit midir?
29. 80 g Fe2O3(s) alüminyumla indirgendiğinde 427,38 kJ ısı açığa çıkar. ∆'yi hesapla N° 298 Fe203 (tv) oluşumu.
30. ∆'yi belirlemek için N°298 ZnO oluşumunda, 3,25 g metalik çinko bir kalorimetre bombasında yakıldı ve 17,47 kJ ısı açığa çıktı. ∆'yi hesapla N° 298 çinkonun oksijenle oksidasyon reaksiyonları.
31. 3,6 g magnezyumun yanması 90,5 kJ ısı açığa çıkardı. ∆'yi hesapla N° 298 MgO oluşumu.
32. 11 g propan C3H8'in yanması 556 kJ ısı açığa çıkardı. C3H8(g)'nin oluşum entalpisini hesaplayın.
33. Amonyağın belirli koşullar altında oksidasyon reaksiyonu 4NH3 (g) + 3O2 (g) = 2N2 (g) + 6H20 (l) denklemine göre ilerler.
Nu'da 4,48 litre nitrojen oluşumu. 153,3 kJ ısı açığa çıkmasıyla birlikte. ∆'yi hesapla N° 298 kimyasal reaksiyon. 1 g amonyağın oksidasyonu sırasında ne kadar ısı açığa çıkar?
34. 1 g FeO (sol) oluşumuna 3,71 kJ ısı açığa çıkması eşlik eder. 1 mol Fe'nin (k) oksijenle oksidasyonu sırasında ne kadar ısı açığa çıkacaktır?
35. ∆'yi hesaplayın N Aşağıdaki geçişin ° 298'i: H 2 O (l) = H 2 O (g), aşağıdaki reaksiyonlara ilişkin verilere dayanmaktadır:
H 2 (g) + 1/2 Ö 2 (g) = H 2 Ö (g), ∆ N° 298 = -242,2 kJ,
H 2 Ö (l) = 1/2 Ö 2 (g) + H 2 (g), ∆ N° 298 = +286,2 kJ.
36. ∆'yi belirleyin N° 298 ortorombik kükürtün monokliniğe geçişi, ortorombik kükürtün yanma entalpisi -297,96 kJ/mol ise, monoklinik kükürtün yanma entalpisi -300,53 kJ/mol'dür.
37. ∆N° 298 kristalli I2 ve gaz halindeki Н2'den НI (g) oluşumu 26 kJ/mol ve ∆ N° 298 gaz halindeki I2 ve N2'den НI (g) oluşumu - 5,2 kJ/mol'e eşittir. ∆'yi hesapla N° 298 geçiş I 2 (tv) = I 2 (g).
2P (beyaz) + 3С1 2(g) = 2РС1 3(g) , ∆ N° 298 = -559,4 kJ,
PC1 3 (g) + C1 2(g) = PC1 5 (g), ∆ N° 298 = -90,50 kJ.
39. 3As 2 O 3 (s) + 3 O 2 (g) = 3 As 2 O 5 (s), ∆ ise, 1 mol oksijenin ozona dönüştürülmesi reaksiyonunun termal etkisini bulun. N° 298 = -1170,8kJ,
3As 2 Ö 3(tv) + 2O 3 (g) = 3 As 2 Ö 5(tv) , ∆ N° 298 = -886,2 kJ.
40. Aşağıdakiler biliniyorsa, 1 kg Na2C03'ün (s) Na20 (s) ve CO2 (g) oluşumu ile ayrışması sırasındaki ısı tüketimini belirleyin:
Na 2 CO 3 (tv) + SiO 2 (tv) = Na 2 SiO 3 (tv) + C02 (g), ∆ N° 298 = 128,42 kJ,
Na 2 O (tv) + SiO 2 (tv) = Na 2 SiO 3 (tv), ∆ N° 298 = -207,40 kJ.
41. Tablo değerlerini kullanma ∆ G° 298 maddelerin oluşumu, kendiliğinden reaksiyonların olası yönünü belirler: a) CO 2 (g) + 2H 2 O (l) = CH 4 (g) + 2O 2 (g)
b) 2НВr (g) + С1 2(g) = 2НВr (g) + Вr 2(g).
Hesaplama yapmadan ∆'nin işaretini belirleyin S° 298 reaksiyon.
42. 25°C'de ortorombik kükürtün entropisi 31,98 J/mol×K'dir ve monoklinik kükürtün entropisi = 32,59 J/mol×K'dir. Ortorombik ve monoklinik kükürtün yanma entalpileri sırasıyla -297,32 ve -297,57 kJ/mol'dür. ∆'yi belirle G° 298xr:
S (elmas) = S (tek göz). Belirli bir sıcaklıkta hangi kükürt modifikasyonu daha kararlıdır?
43. Standart koşullar altında bu reaksiyonun ileri yönde ilerleyip ilerlemeyeceğini belirleyin.
Fe 3 O 4 (tv) + 4H 2 (G) = 3Fe (tv) + 4H 2 O (g)?
44. Sentez gazının üretimi (bir karbon monoksit (IV) ve hidrojen karışımı), CH4 (g) + H20 (g) = CO (g) + ZH2 (g) reaksiyonu ile gerçekleştirilir. Tanımlamak:
a) bu reaksiyon ekso- veya endotermik midir;
b) reaksiyon sırasında entropi artar veya azalır;
c) Standart koşullar altında reaksiyon kendiliğinden hangi yönde ilerler?
45. 2NO 2 (g) = N 2 O 4 (g) reaksiyonu standart koşullar altında ve aynı sıcaklıkta kendiliğinden hangi yönde ilerleyecektir?
sıcaklık +227°С? Düşük ve yüksek sıcaklıklarda hangi faktör (entalpi veya entropi) belirleyici olacaktır?
46. +1027°C sıcaklıkta bu reaksiyon kendiliğinden hangi yönde ilerleyecektir?
CO (g) + H20 (g) = C02 (g) + H2 (g).
Düşük ve yüksek sıcaklıklarda hangi faktör (entalpi veya entropi) belirleyici olacaktır?
48. C 4 H 10 (g) = C 2 H 6 (g) reaksiyonuna göre n-bütan çatlama reaksiyonunun hangi sıcaklıkta başladığını hesaplayın. + C2H4(g). Düşük ve yüksek sıcaklıklarda entalpi veya entropi faktörü belirleyici midir?
49. Reaksiyonun termodinamik verilerine dayanarak
6C (grafit) + 6H 2 (g) = C 6 H 12 (g) şunu belirleyin:
a) 298 K sıcaklıkta bu reaksiyon kendiliğinden hangi yönde ilerleyecektir?
b) Bu koşullar altında entalpi veya entropi faktörü belirleyici olacak mı?
c) Isıtma veya soğutma daha eksiksiz bir ileri reaksiyonu teşvik edecek mi?
50. Aşağıdaki reaksiyonlarda katılımcıların termodinamik miktarlarının tablo değerlerine göre
C (grafit) + 2H2 (g) = CH4 (g),
2C (grafit) + 2H2 (g) = C2H4 (g),
2C (grafit) + H2 (g) = C2H2 (g),
tanımlamak:
a) hidrokarbonlardan hangisi standart koşullar altında basit maddelerden sentez yoluyla elde edilebilir;
b) hidrokarbonlardan hangisinin yüksek sıcaklıklarda sentezlenebileceği;
c) Hangi hidrokarbon 298 K'de ayrışmaya en dirençlidir?
51. Hidrokarbon üretimi için reaksiyon denklemlerini yazın:
Basit maddelerden CH4 (g), C2H6 (g), C3H8 (g), C4H10 (g), C5H12 (g) ve C6H14 (g)
(grafit ve hidrojen) ve soruları cevaplamak için termodinamik miktarların tablo halindeki değerlerini kullanmak:
a) Bu maddelerin standart şartlarda sentezlenmesi mümkün müdür?
b) Bu seride hidrokarbonların kararlılığı nasıl değişir?
c) Entropideki değişim hangi reaksiyonda en büyük olacaktır?
d) Sıcaklıktaki artış bu maddelerin elde edilme olasılığını nasıl etkileyecektir?
52. Hidrojen sülfit ve oksijen karışımı kimyasal olarak kararlı olacak mı? T= 25 °C ve kısmi gaz basıncı 1 atm'ye eşitse, reaksiyonla etkileşim mümkünse:
2H 2 S (g) + Ö 2 (g) = 2H 2 Ö (g) + 2S (eşkenar dörtgen)?
53. Oksijen ve klorun oksitleme kapasitesinin aynı olacağı sıcaklığı hesaplayın 4HC1 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 2C1 2 (g). Hangi gaz (O 2 veya C1 2) düşük sıcaklıklarda daha güçlü oksitleyici özellikler sergileyecektir? Yüksek ve düşük sıcaklıklarda entalpi veya entropi faktörü belirleyici olacak mı?
54. Reaksiyonun termodinamik verilerine dayanarak
ZnO (katı) + C (grafit) = Zn + CO (g) şunu belirler:
a) ZnO'yu standart koşullar altında azaltmak mümkün müdür?
b) Sıcaklıktaki bir artış veya azalma bu reaksiyonun daha derin oluşmasını teşvik eder mi?
c) Hangi sıcaklıkta Zn ve C'nin (grafit) indirgeme aktivitesi aynı olacaktır?
d) Reaksiyon sırasında entropi değişimine ne sebep olur?
55. Termodinamik miktarların tablolaştırılmış değerlerini kullanarak, reaksiyona göre metan pirolizinin başlayacağı sıcaklığı hesaplayın:
2CH4(g) = C2H4(g) + 2H2(g).
Düşük ve yüksek sıcaklıklarda bu reaksiyonun oluşması yönünde entalpi veya entropiden hangi faktör belirleyicidir?
56. Tepkiler için:
ZnS (katı) + 2HC1 (l) = H 2 S (g) + ZnCl 2(p), ∆ G° 298 xp = -462,6 kJ,
РbS (s) + 2НС1 (l) = H 2 S (g) + РbС1 2(р), ∆ G° 298 xp = +31,0 kJ.
sülfürlerden hangisinin seyreltik hidroklorik asitte çözülebileceğini belirtin.
57. Aşağıdaki verilere dayanmaktadır:
P (beyaz) + 3/2Сl 2(g) = PСl 3(g), ∆ G° 298 xp = -286,68 kJ,
P (beyaz) + 5/2С1 2 (g) = PC1 5 (g), ∆ G° 298 xp = -325,10 kJ.
soruları cevapla:
a) Standart koşullar altında basit maddelerden fosfor klorürlerin sentezlenmesi mümkün müdür?
6) Sıcaklıktaki bir artış veya azalma daha derin reaksiyonları teşvik eder mi?
c) hangi fosfor klorür ayrışmaya daha dayanıklıdır?
58. ∆ değerlerine göre G Aşağıdaki reaksiyonlar için ° 298 xp:
Fe(OH) 2(tv) + l/4O 2(g) + 1/2H 2 O (l) = Fe(OH) 3 (tv), ∆ G° 298 xp = -92,18 kJ,
Co(OH)2 (tv) + 1/4O2 (g) + 1/2H2O (l) = Co(OH)3 (tv), ∆ G° 298 = -23,68 kJ,
Ni(OH)2 (sol) + 1/4O2 (g) + 1/2H2O (l) = Ni(OH)3 (sol) , ∆ G° 298 = +22,88 kJ
tanımlamak:
a) her bir elementin (II) veya (III) hidroksitlerinden hangisi standart koşullar altında daha kararlıdır;
b) hidroksitlerden (III) hangisi st'de daha kararlıdır. koşullu;
c) hidroksitlerden (II) hangisi oksidasyona en dirençlidir;
d) st.'deki Fe, Co, Ni için hangi oksidasyon durumu (+2 veya +3) daha tipiktir? dönüşüm?
59. Mevcut verilere dayanarak:
C (grafit) + 2F 2 (g) = CF 4 (g) , ∆ G° 298 xp = -636,04 kJ,
C (grafit) +2 Cl 2 (g) = CCl 4 (g), ∆ G° 298 xp = -60,63 kJ,
C (grafit) +2 Br 2(l) = CBr 4(g) , ∆ G° 298 xp = 66,94 kJ,
C (grafit) + 2I 2(tv) = CI 4(g) ∆ G° 298 xp = 124,86 kJ,
şunları belirlemek: a) basit maddelerden st.conv.'de karbon tetrahalojenürler elde etme olasılığını; b) halojenlerin karbona afinite derecesindeki değişiklik; c) tetrahalojenürlerden hangisi st.conv'da en kararlıdır?
60. Tablolanmış ∆ değerlerine karşılık gelen reaksiyon denklemlerini yazın G° 298 grup VI elementlerinin (O, S, Se, Te) hidritlerini (H 2 E) örnekleyin ve aşağıdaki sonuçları çıkarın:
a) bu elementlerin kimyasal aktivitelerinin hidrojene göre nasıl değiştiği;
b) bu hidritleri basit maddelerden st. koşullu;
c) Bu reaksiyonların hangisinde entropi değişimi en büyük olacaktır?
61. Tablolanmış ∆ değerlerine karşılık gelen reaksiyon denklemlerini yazın G° 298 hidrojen halojenür numunesi alın ve aşağıdaki sonuçları çıkarın:
a) Bu bileşikleri basit maddelerden st. koşullu;
b) hidrojen halojenürlerin göreceli stabilitesinin sabit koşullarda nasıl değiştiği;
c) halojenlerden hangisi en güçlü oksitleyici özellikleri sergiliyor ve hidrojen halojenürlerden hangisi indirgeyici özellikler sergiliyor;
d) Entropideki değişim hangi reaksiyonda en büyük olacaktır?
62. Grup VI(B) elementlerinin oksitleri için aşağıdaki verilere dayanmaktadır.
CrO3 MoO3WO3
∆G° 298r, kJ/mol -507 -679 -763
bir sonuç çıkaralım, bu elementlerin yüksek oksitlerinin stabilitesi st.koşulda nasıl değişir?
63. Mn, Tc, Re bileşikleri için aşağıdaki verilere dayanmaktadır.
Mn 2 O 7 Tc 2 O 7 Re 2 O 7
∆G° 298 varış, kJ/mol -545 -939 -1068
yüksek oksitlerin göreceli stabilitesi hakkında bir sonuca varmak D- grup VII'nin elemanları.
64. Tepkimeler için HClO (p) = HCl (p) +1/20 2(g), ∆ G° 298 = -51,5 kJ,
НВrО (р) =НВr (р) +1/20 2(g) , ∆ G° 298 = -21,8 kJ,
НIO (р) =НI (р) +1/20 2(g) , ∆ G° 298 = + 47,8 kJ şunu belirtir: a) Hangi asit en kararlı olacaktır?
65. CO 2, N 2 O 5 veya SO 3 oksitlerinden hangisinin daha asidik özellikler sergilediğini belirleyin:
G° 298 xp = -134,0 kJ,
CaO (tv) + N 2 Ö 5 (g) = Ca(NO 3) 2 (tv) ∆ G° 298 xp = -272,0 kJ,
CaO (tv) + S03 (g) = CaS04 (tv) , ∆ G° 298 xp = -348,0 kJ.
66. Na2O, CaO veya MgO oksitlerinden hangisi daha güçlü temel özellikler sergiler:
CaO (tv) + C02 (g) = CaCO3 (tv), ∆ G° 298 xp = -134,0 kJ,
MgO (tv) + CO2 (g) = MgCO3 (tv) , ∆ G° 298 xp = -67,0 kJ,
Na 2 O (tv) + C02 (g) = Na 2 C03 (tv), ∆ G° 298 xp = -277,0 kJ
67. Tepkiler için:
Al 2 Ö 3(tv) + 3SO 3(g) = Al 2 (S04) 3(tv), ∆ G° 298 xp = -380,5 kJ,
ZnO (tv) + SO 3 (g) = ZnSO 4 (tv) , ∆ G° 298 xp = -188,5 kJ
Hangi oksitin daha güçlü temel özellikler sergilediğini belirtin
68. Tepkilere dayanarak:
A1 2 Ö 3(tv) + 3SO 3(g) = Al 2 (S04) 3(tv), ∆ G° 298 xp = -380,5 kJ,
A1 2 Ö 3(tv) + Na 2 Ö (tv) = 2NaAlO 2(tv) , ∆ G° 298 xp = -199,0 kJ şunu gösterir:
a) A1203'ün doğası (bazik, amfoterik veya asidik);
b) hangi karakter (asidik veya bazik) daha belirgindir?
69.∆ değerine göre G
2Rb (tv) + 1/2O 2 (g) = Rb 2 O (tv),
2Ag (tv) +1/2O 2 (g) = Ag 2 O (tv),
a) rubidyum veya gümüşün oksijene karşı afinitesi daha yüksektir;
b) Oksitlerden hangisi daha kararlıdır?
70. ∆ değerine göre G° 298 aşağıdaki işlemler için:
GeO 2(tv) + Ge (tv) = 2GeO (tv) , ∆ G° 298 xp = 41,9 kJ,
SnO 2(tv) + Sn (tv) = 2SnO (tv) , ∆ G° 298 xp = 6,3 kJ,
PbO 2(tv) + Pb (tv) = 2PbO (tv) , ∆ G° 298 xp = -158,8 kJ, şunu belirtin:
a) ileri yönde reaksiyonların meydana gelme olasılığı;
b) bu elementlerin en karakteristik oksidasyon durumu.
71. Aşağıdaki verilere dayanmaktadır:
Рb (tv) + F 2(g) = PbF 2(tv) , ∆ G° 298 xp = -620,5 kJ,
Рb (tv) + С1 2(g) = РbС1 2(tv) , ∆ G° 298 xp = -314,4 kJ,
Pb (tv) + Br 2(l) = PbBr 2(tv) , ∆ G° 298 xp = -260,78 kJ,
Рb (tv) + I 2(tv) = РbI 2(tv) , ∆ G° 298 xp = -174,01 kJ
aşağıdaki soruları yanıtlayın:
a) Kurşun halojenürleri basit maddelerden sentezlemek mümkün müdür?
b) halojenlerden hangisi en güçlü oksitleyici özellikleri gösterir?
c) Halojenürlerden hangisi ayrışmaya karşı en dirençlidir?
d) Entropi değişimi hangi reaksiyonda en küçük olacaktır?
72. Verilen ∆ G° 298 o6 p (kJ/mol) potasyum ve bakır halojenürler:
КF (tv) -534,2 CuF (tv) - 231,3
KS1 (katı) -408,5 CuCl (çözücü) -119,4
KBr (tv) -379,6 CuBr (tv) -102,2
KI (tv) - 322,6 CuI (tv) -71,2
Bu değerlere karşılık gelen halojenürlerin oluşumuna ilişkin reaksiyon denklemlerini yazın ve standart koşullar için aşağıdaki sonuçları çıkarın:
a) Bu halojenürleri basit maddelerden sentezlemek mümkün müdür?
b) Potasyum ve bakır halojenürlerin göreceli stabilitesi nasıl değişir?
c) Potasyum veya bakırın daha güçlü indirgeme özellikleri var mı?
d) halojenlerden hangisinin daha güçlü oksitleyici özellikleri vardır?
e) halojenürlerden hangisinin indirgeme özellikleri daha güçlüdür?
73. Aşağıdaki verilere dayanmaktadır:
Mg (tv) + 1/2O 2 (g) + H 2 O (l) = Mg(OH) 2 (tv), ∆ G° 298 xp = -598 kJ,
Cu (tv) + 1/2O 2 (g) + H 2 O (l) = Cu (OH) 2 (tv), ∆ G° 298 xp = -120 kJ,
Au (k) + 3/4O 2 (g) + 3/2H 2 Ö (l) = Au (OH) 3 (k), ∆ G° 298 xp = 66 kJ
tanımlamak:
a) Hangi metaller standart koşullar altında oksitlenebilir?
b) Hidroksitlerden hangisi en kararlıdır?
c) En güçlü indirgeyici ajan hangi metaldir?
74. ∆'yi yeniden hesaplayın G° 298 xp, 1 oksit eşdeğeri başına:
Na 2 O (tv) + H 2 O (l) = NaOH (tv), ∆ G° 298 xp = -147,61 kJ,
MgO (k) + H 2 O (l) = Mg(OH) 2 (k), ∆ G° 298 xp = -27,15 kJ,
A1 2 Ö 3(tv) + ZN 2 Ö (l) = 2A1(OH) 3(tv), ∆ G° 298 xp = 18,27 kJ
ve hangi oksidin en güçlü temel özelliklere sahip olduğunu belirleyin.
75. Verilen ∆ G° 298 o6 p metal iyodürler:
NaI MgI 2 A1I 3
∆G° 298 o6 p (kJ/mol) -285 -360 -314
İyodür oluşumu için reaksiyon denklemlerini yazın, ∆'yi yeniden hesaplayın G° 1 eşdeğer bileşik başına 298 arr ve aşağıdaki sonuçları çıkarın:
a) belirli bir seride iyodürlerin ısınmaya karşı direncinin nasıl değiştiği;
b) karşılık gelen metallerin indirgeme aktivitesi nasıl değişir?
76. Verilen ∆ G° 298 o6 p bağlantıları R- hidrojenli V grubu elementleri
∆G° 298 o6 p (kJ/mol) -17 13,39 156
Bu değerlere karşılık gelen bileşiklerin oluşumu için reaksiyon denklemlerini yazın ve aşağıdaki sonuçları çıkarın:
a) bu bileşiklerin stabilitesinin nasıl değiştiği;
b) Verinin oksitleme kapasitesi nasıl değişir? R- elementler;
c) Bu seride bileşiklerin indirgeme yeteneği nasıl değişir?
77. Verilen ∆ G° 298 o6 p metal olmayan bileşikler
PH 3 (g) H 2 S (g) HC1 (g)
∆G° 298 o6 p (kJ/mol) 13,39 -34 -96
Bu bileşiklerin oluşumu için reaksiyon denklemlerini yazın ve bir sonuç çıkarın: Bu hidrojen bileşiklerinin stabilitesi nasıl değişir?
78. 1 mol CH3COOH eritildiğinde entropi değişimi şuna eşittir:
40,2 J/mol×K. Asidin erime noktası 16,6°C'dir. Erime ısısını J/g ve J/mol cinsinden hesaplayın.
79. Lityumdan nitrojene entropi şu şekilde değişir:
Li (sol) Be (sol) B (sol) C (elmas) N 2 (g)
S° 298 (J/mol∙K) 28,07 9,55 5,87 2,83 191,5
D, g/cm3 20°C'de 0,534 1,848 2,340 3,515 -
Entropinin neden ilk önce azaldığını ve nitrojeninkinin keskin bir şekilde arttığını açıklayın?
80. Entropideki değişim nedir ( S° 298) aşağıdaki faz geçişlerinde:
a) 1 mol benzen C 6 H 6'yı eritirken, eğer T pl = 5,49°С ve ∆ N°pl = 126,54 J/g?
b) 1 mol alüminyumu erime noktasında eritirken T pl = = 660°С, eğer ∆ N°pl = 10,43 kJ/mol?
c) 2 mol etil klorür C2H5CI'nin buharlaştırılması üzerine, eğer T kip = = 14,5°C , ve ∆ N° isp = 377,1 J/g?
d) kaynama noktasında 2 mol sıvı oksijenin buharlaşması üzerine, eğer
T kip = -I93°C, a ∆ N° isp = 6829,7 J/mol?
e) 25°C'de 1,1 mol suyun buharlaşması üzerine, eğer bu sıcaklıkta buharlaşmanın molar ısısı ∆ ise N° isp = 44,08 kJ/mol?
f) 1 g kuvarsın (SiO2) β -'den α-modifikasyonuna geçişi sırasında T= 573°C eğer ∆ N° geçiş 7,54 kJ/mol'e eşittir?;
g) 1 mol antimonu eritirken, eğer T pl = 630°С ve ∆ N°pl = =20,11 kJ/mol?
h) 100 g sodyum klorürü eritirken, T= 800 °C eğer ∆ N°pl = 30251 J/mol?
i) 1 mol buz eritirken, ne zaman T° eğer ∆ ise erime N°pl = = 335,2 J/g?
j) 0,05 kg kurşunun eritilmesi sırasında, eğer T pl =327,4°C ve ∆ N°pl = =23,04 J/g?
l) 25°C'de 1000 g suyun buharlaşması üzerine, eğer bu sıcaklıkta buharlaşmanın molar ısısı ∆ ise N° isp = 44,08 kJ/mol?
82. Bromobenzenin buharlaşma ısısı T= 429,8 K, 241 J/g'ye eşittir. ∆'yi belirle S° 1.25 mol bromobenzenin buharlaşması üzerine.
83. 100 g bakırın eritilmesi sırasında entropi değişimi 1,28 J/K'dir. Bakırın erime noktası 1083°C ise özgül ergime ısısını hesaplayınız.
"TERMOKİMYA" KONUSU LABORATUVAR ÇALIŞMASI
