Tốc độ phản ứng hóa học là sự thay đổi lượng chất phản ứng hoặc sản phẩm phản ứng trên một đơn vị thời gian trên một đơn vị thể tích (đối với phản ứng đồng nhất) hoặc trên một đơn vị bề mặt phân cách (đối với phản ứng không đồng nhất).
Luật hành động tập thể: sự phụ thuộc của tốc độ phản ứng vào nồng độ chất phản ứng. Nồng độ càng cao thì số lượng phân tử chứa trong thể tích càng lớn. Do đó, số lượng va chạm tăng lên, dẫn đến tốc độ của quá trình tăng lên.
phương trình động học- Sự phụ thuộc của tốc độ phản ứng vào nồng độ.
Chất rắn là 0
Tính phân tử của phản ứng là số lượng phân tử tối thiểu tham gia vào một quá trình hóa học cơ bản. Dựa vào tính phân tử, các phản ứng hóa học cơ bản được chia thành phân tử (A →) và lưỡng phân tử (A + B →); phản ứng ba phân tử là cực kỳ hiếm.
Thứ tự phản ứng chung là tổng số mũ của mức độ nồng độ trong phương trình động học.
Hằng số tốc độ phản ứng- hệ số tỉ lệ trong phương trình động học.
Quy tắc Vant Hoff: Cứ tăng nhiệt độ 10 độ, hằng số tốc độ của phản ứng cơ bản đồng nhất tăng từ hai đến bốn lần
Lý thuyết va chạm chủ động(TAC), có ba điều kiện cần thiết để phản ứng xảy ra:
Các phân tử phải va chạm. Đây là điều kiện quan trọng nhưng chưa đủ vì va chạm không nhất thiết gây ra phản ứng.
Các phân tử phải có năng lượng cần thiết (năng lượng hoạt hóa).
Các phân tử phải được định hướng chính xác so với nhau.
Năng lương̣̣ kich hoaṭ- Năng lượng tối thiểu cần cung cấp cho hệ để phản ứng xảy ra.
phương trình Arrhenius thiết lập sự phụ thuộc của hằng số tốc độ của một phản ứng hóa học vào nhiệt độ
A - đặc trưng cho tần số va chạm của các phân tử phản ứng
R là hằng số khí phổ quát.
Ảnh hưởng của chất xúc tác đến tốc độ phản ứng.
Chất xúc tác là chất làm thay đổi tốc độ phản ứng hóa học, nhưng không bị tiêu hao trong phản ứng và không có trong sản phẩm cuối cùng.
Trong trường hợp này, sự thay đổi tốc độ phản ứng xảy ra do sự thay đổi năng lượng kích hoạt và chất xúc tác với thuốc thử tạo thành phức hợp kích hoạt.
Xúc tác - một hiện tượng hóa học, bản chất của nó là làm thay đổi tốc độ phản ứng hóa học dưới tác dụng của một số chất (chúng được gọi là chất xúc tác).
Xúc tác dị thể - Chất phản ứng và chất xúc tác ở các pha khác nhau - khí và rắn.
Xúc tác đồng nhất - chất phản ứng (thuốc thử) và chất xúc tác ở cùng một pha - ví dụ cả hai đều là chất khí hoặc cả hai đều được hòa tan trong một số dung môi.
Điều kiện cân bằng hóa học
trạng thái cân bằng hóa học được duy trì miễn là các điều kiện phản ứng không thay đổi: nồng độ, nhiệt độ và áp suất.
Nguyên lý Le Chatelier: Nếu bất kỳ tác động bên ngoài nào tác động lên một hệ đang ở trạng thái cân bằng, thì trạng thái cân bằng sẽ chuyển sang phản ứng làm cho tác dụng này yếu đi.
Không đổi thế cân bằng -Đây là thước đo mức độ hoàn toàn của phản ứng; giá trị của hằng số cân bằng càng lớn thì mức độ chuyển hóa chất ban đầu thành sản phẩm phản ứng càng cao.
|
K r = C pr \ C out |
∆G<0 К р >1 Từ pr > Từ ngoài
ΔG>0 K p<1 С пр <С исх
Trong các đoạn trước, chúng ta đã xem xét một số ví dụ cho thấy rằng, trong những điều kiện nhất định, mọi phản ứng hóa học đều tự phát diễn ra theo một hướng nhất định. Vì vậy, ở nhiệt độ thấp, phản ứng tỏa nhiệt tạo thành hơi nước
hầu như chảy hoàn toàn theo hướng thuận. Nhưng ở nhiệt độ cao, phản ứng này bắt đầu diễn ra theo hướng ngược lại: hơi nước phân hủy thành hydro và oxy. Trong mọi trường hợp, do phản ứng, có thể đạt được trạng thái cân bằng hóa học ổn định, nhưng bản thân vị trí cân bằng hóa ra sẽ khác nhau trong các điều kiện khác nhau.
Câu hỏi phát sinh; Đâu là nguyên nhân dẫn đến một hướng nhất định của các quá trình hóa học, yếu tố nào quyết định trạng thái cân bằng hóa học này hay trạng thái cân bằng hóa học kia?
Được biết, trong hệ cơ học trạng thái cân bằng ổn định tương ứng với thế năng tối thiểu của hệ. Do đó, quả bóng tự động lăn xuống từ vị trí a trên một mặt nghiêng (Hình 69), và thế năng của nó trước tiên chuyển hóa thành động năng chuyển động của toàn bộ quả bóng, sau đó thành năng lượng chuyển động nhiệt của các phân tử. . Ở vị trí b quả bóng ở trạng thái cân bằng.
Điều tự nhiên là giả định rằng các quá trình hóa học cũng sẽ diễn ra một cách tự phát theo hướng giảm nội năng của hệ, tức là theo hướng tương ứng với hiệu ứng nhiệt dương của phản ứng. Thật vậy, kinh nghiệm cho thấy rằng trong điều kiện bình thường, các phản ứng tỏa nhiệt chủ yếu diễn ra một cách tự phát.
Tuy nhiên, nỗ lực giải thích hướng của các quá trình hóa học chỉ bằng mong muốn giảm thiểu nội năng sẽ dẫn đến mâu thuẫn với thực tế.
Cơm. 69. Bóng tự nhiên lăn từ vị trí a đến vị trí b.
Cơm. 70. Một bình gồm hai phần: phần A chứa khí loãng, phần B chứa chân không.
Do đó, ở nhiệt độ bình thường, các quá trình hòa tan thu nhiệt của nhiều muối và một số phản ứng hóa học thu nhiệt xảy ra một cách tự nhiên. Khi nhiệt độ tăng lên, số lượng phản ứng bắt đầu diễn ra một cách tự phát ngày càng tăng theo hướng của quá trình thu nhiệt; ví dụ về các phản ứng như vậy bao gồm sự phân hủy nước nêu trên hoặc sự tổng hợp oxit nitric xảy ra ở nhiệt độ cao
Hơn nữa, nguyên tắc phấn đấu để đạt được năng lượng bên trong tối thiểu đòi hỏi tất cả các phản ứng tỏa nhiệt đều phải hoàn thành, tức là nó loại trừ khả năng xảy ra các phản ứng thuận nghịch; tuy nhiên, những phản ứng như vậy thực sự tồn tại.
Bây giờ chúng ta hãy nhớ rằng trong số các hệ thống cơ học có những hệ thống mà hành vi của chúng cũng không thể được mô tả chỉ bằng hướng của các quá trình nhằm đạt được thế năng tối thiểu. Đây là những hệ thống bao gồm một số lượng rất lớn các hạt. Ví dụ, các phân tử tạo nên không khí được phân bố xung quanh Trái đất dưới dạng bầu khí quyển dày nhiều km, nhưng không rơi xuống Trái đất, mặc dù thế năng tối thiểu của mỗi phân tử tương ứng với vị trí thấp nhất của nó.
Hệ thống hóa học cũng bao gồm một số lượng lớn các hạt. Vì vậy, không có gì ngạc nhiên khi ở đây, xu hướng đạt được nội năng tối thiểu không phải là yếu tố duy nhất quyết định hành vi của họ.
Để hiểu được yếu tố thứ hai ảnh hưởng đến hướng phản ứng, chúng ta hãy xem xét một số quá trình xảy ra tự phát không kèm theo hiệu ứng nhiệt. Một ví dụ về quá trình như vậy là sự giãn nở của khí hiếm.
Giả sử có một loại khí loãng trong phần A của một bình chia thành hai phần (Hình 70). Trong chất khí như vậy khoảng cách trung bình giữa các phân tử lớn; Trong điều kiện này, nội năng của khí không phụ thuộc vào mức độ hiếm của nó. Nửa sau của bình (B) không chứa khí. Nếu bạn mở vòi nối cả hai phần của bình, khí sẽ tự động lan ra khắp toàn bộ bình.
Nội năng của khí không thay đổi; Tuy nhiên, quá trình giãn nở khí sẽ xảy ra một cách tự phát, còn quá trình ngược lại - sự nén khí tự phát - sẽ không xảy ra.
Nguyên nhân của hướng này của quá trình có thể hiểu được nếu trước tiên chúng ta xem xét một hệ chứa một số lượng nhỏ phân tử. Giả sử chỉ có hai phân tử trong bình, chúng ta sẽ ký hiệu là 1 và 2. Sự phân bố khí đồng đều giữa cả hai phần của bình, tương ứng với một trạng thái vĩ mô nhất định của khí, có thể đạt được bằng hai trạng thái vi mô;
Trạng thái vĩ mô, trong đó tất cả khí tập trung ở một trong các bộ phận của bình (ví dụ: ở phần A), được hiện thực hóa bằng một trạng thái vi mô duy nhất:
Rõ ràng là trạng thái vĩ mô này hoặc trạng thái vĩ mô kia của hệ thống càng có khả năng xảy ra thì số lượng trạng thái vi mô có thể được hiện thực hóa càng lớn. Trong trường hợp đang xem xét (hai phân tử), khả năng phân phối khí đồng đều khắp bình cao gấp đôi khả năng chuyển toàn bộ khí sang một phần của bình A.
Bây giờ hãy để có bốn phân tử trong bình, chúng ta sẽ đánh số lại. Sự chuyển đổi toàn bộ khí sang một phần của bình A vẫn tương ứng với một trạng thái vi mô duy nhất:
Trong khi đó, sự phân bố khí đồng đều giữa cả hai phần của bình hiện có thể đạt được bằng sáu trạng thái vi mô khác nhau:
Do đó, hiện nay, xác suất phân bố đồng đều các phân tử khí trong toàn bộ thể tích của bình hóa ra cao hơn đáng kể so với xác suất chuyển chúng sang một trong các bộ phận của nó. Đương nhiên, sự phân bố khí đồng đều sẽ được quan sát thường xuyên hơn nhiều so với nồng độ hoàn toàn của nó trong một phần của bình.
Nếu có sáu phân tử trong một bình, thì sự chuyển đổi của chúng sang một trong các bộ phận của bình (tức là sự nén khí tự phát đến một nửa thể tích ban đầu mà nó chiếm giữ), như trước đây, chỉ tương ứng với một trạng thái vi mô. Nhưng sự phân bố khí đồng đều giữa cả hai phần của bình đã tương ứng với 20 tổ hợp phân tử có thể có, tức là 20 trạng thái vi mô khác nhau:
Giờ đây, hiện tượng nén tự phát của một chất khí, tức là nồng độ của tất cả các phân tử của nó trong một phần của bình, thậm chí sẽ còn ít được quan sát thấy hơn; Khả năng phân phối khí đồng đều khắp tàu càng trở nên cao hơn.
Do đó, khi số lượng phân tử tăng lên, xác suất phân phối khí đồng đều, ngẫu nhiên trong bình tăng rất nhanh và quá trình nén khí tự phát trở thành một quá trình ngày càng ít xảy ra hơn. Nếu bây giờ chúng ta nhớ rằng những lượng khí vĩ mô chứa một số lượng lớn các phân tử, thì sẽ trở nên rõ ràng rằng trong kinh nghiệm thực tế, sự nén tự phát của một chất khí là một quá trình thực tế không thể xảy ra, và quá trình giãn nở ngược của chất khí sẽ tự phát xảy ra. , dẫn đến sự phân bố ngẫu nhiên, đồng đều của các phân tử của nó trên toàn bộ thể tích của bình.
Hiện tượng giãn nở khí mà chúng tôi đã xem xét là một ví dụ về biểu hiện của nguyên lý hướng của các quá trình hướng tới trạng thái có thể xảy ra nhất, tức là trạng thái tương ứng với tính ngẫu nhiên tối đa của sự phân bố các hạt. Hướng xảy ra tự phát của các phản ứng hóa học được xác định bởi tác động tổng hợp của hai yếu tố: xu hướng hệ chuyển sang trạng thái có năng lượng bên trong thấp nhất và xu hướng đạt được trạng thái có khả năng xảy ra cao nhất.
Do đó, trong ví dụ được đưa ra với không khí, xu hướng hướng tới thế năng tối thiểu làm cho các phân tử tạo nên không khí rơi xuống Trái đất và xu hướng hướng tới xác suất tối đa khiến chúng phân bố ngẫu nhiên trong không gian.
Kết quả là, sự phân bố cân bằng nhất định của các phân tử được tạo ra, đặc trưng bởi nồng độ cao hơn của chúng trên bề mặt Trái đất và độ hiếm ngày càng tăng khi chúng di chuyển ra khỏi Trái đất.
Trong hệ thống nước mặn, nội năng tối thiểu trong hầu hết các trường hợp tương ứng với trạng thái kết tinh của muối. Tuy nhiên, trạng thái có thể xảy ra nhất của hệ thống đạt được bằng cách phân phối muối ngẫu nhiên trong nước lỏng. Do tác động kết hợp của hai yếu tố này, trạng thái cân bằng được thiết lập tương ứng với nồng độ nhất định của dung dịch muối bão hòa.
Trong các phản ứng hóa học, do nguyên tắc các quá trình hướng tới năng lượng bên trong tối thiểu, các nguyên tử được kết hợp thành các phân tử mà sự hình thành của chúng giải phóng lượng năng lượng lớn nhất. Theo nguyên tắc định hướng các quá trình hướng tới trạng thái có thể xảy ra nhất, các phản ứng xảy ra trong đó số lượng hạt tăng lên (ví dụ, phản ứng phân hủy phân tử thành nguyên tử) hoặc trạng thái hoàn toàn có thể có của nguyên tử.
Vì vậy, trong trường hợp phản ứng
Nội năng tối thiểu của hệ tương ứng với amoniac, năng lượng này được hình thành khi phản ứng diễn ra theo chiều thuận. Tuy nhiên, trạng thái có thể xảy ra nhất của hệ thống tương ứng với hỗn hợp nitơ-hydro được hình thành trong quá trình phân hủy hoàn toàn amoniac, vì trong trường hợp này số lượng phân tử khí tăng lên gấp 2 lần. Do tác động của cả hai yếu tố, trạng thái cân bằng được thiết lập trong hệ thống, tương ứng với tỷ lệ nồng độ của tất cả các chất được xác định ở nhiệt độ nhất định.
Trường hợp phản ứng
Năng lượng bên trong tối thiểu tương ứng với hỗn hợp nitơ-oxy được hình thành trong quá trình phân hủy hoàn toàn oxit nitric. Vì số lượng hạt không thay đổi trong phản ứng này nên việc hoàn thành phản ứng theo cả chiều thuận và chiều ngược không làm tăng xác suất trạng thái của hệ. Đồng thời, số trạng thái có thể có của các nguyên tử không thay đổi: trong các chất ban đầu, mỗi nguyên tử của cả nitơ và oxy được liên kết với một nguyên tử của cùng một nguyên tố (phân tử và) và trong sản phẩm phản ứng, mỗi nguyên tử được liên kết với một nguyên tử của một nguyên tố khác (phân tử). Tình huống sẽ khác khi quá trình xảy ra một phần theo hướng thuận hoặc ngược. Do kết quả của phản ứng diễn ra một phần, tức là với sự cùng tồn tại của chất ban đầu và sản phẩm phản ứng, các nguyên tử nitơ và oxy ở hai trạng thái: một số trong số chúng liên kết thành phân tử và một số liên kết thành phân tử.
Do đó, số lượng trạng thái vi mô có thể có của hệ thống đang được xem xét và do đó xác suất trạng thái vĩ mô tương ứng của nó tăng lên khi phản ứng xảy ra một phần. Vì vậy, xu hướng giảm nội năng thúc đẩy quá trình hoàn thành phản ứng này theo hướng ngược lại và xu hướng tăng xác suất trạng thái khiến nó một phần tiến triển theo hướng thuận. Do tác động đồng thời của cả hai yếu tố, khi đun nóng, một phần hỗn hợp nitơ-oxy được chuyển hóa thành và trạng thái cân bằng được thiết lập giữa các chất ban đầu và sản phẩm phản ứng.
Xu hướng chuyển sang trạng thái có nội năng thấp nhất biểu hiện ở mọi nhiệt độ ở mức độ như nhau. Nhiệt độ càng cao, nhiệt độ càng cao thì xu hướng đạt được trạng thái có khả năng xảy ra càng cao. Do đó, ở nhiệt độ thấp, trong hầu hết các trường hợp, trên thực tế chỉ cảm nhận được ảnh hưởng của xu hướng đầu tiên trong số này, do đó các quá trình tỏa nhiệt xảy ra một cách tự phát. Khi nhiệt độ tăng lên, trạng thái cân bằng trong các hệ thống hóa học ngày càng chuyển dịch theo hướng phản ứng phân hủy hoặc tăng số lượng trạng thái nguyên tử. Ở mỗi nhiệt độ đều tồn tại một trạng thái cân bằng được đặc trưng bởi một tỷ lệ nhất định về nồng độ chất phản ứng và sản phẩm phản ứng.
Cả hai yếu tố được xem xét, cũng như kết quả của hành động kết hợp của chúng, đều có thể được thể hiện một cách định lượng. Các đại lượng để thực hiện điều này được nghiên cứu trong nhánh vật lý - nhiệt động lực học và được gọi là các đại lượng nhiệt động. Đặc biệt, chúng bao gồm nội năng, entanpy, entropy và năng lượng Gibbs.
Trong suốt cuộc đời, chúng ta không ngừng gặp phải những hiện tượng vật lý và hóa học. Các hiện tượng vật lý tự nhiên quá quen thuộc với chúng ta đến nỗi từ lâu chúng ta đã không coi trọng chúng. Phản ứng hóa học liên tục xảy ra trong cơ thể chúng ta. Năng lượng giải phóng trong các phản ứng hóa học được sử dụng liên tục trong đời sống hàng ngày, trong sản xuất và khi phóng tàu vũ trụ. Nhiều vật liệu tạo nên những thứ xung quanh chúng ta không được lấy từ thiên nhiên ở dạng làm sẵn mà được tạo ra bằng các phản ứng hóa học. Trong cuộc sống hàng ngày, việc tìm hiểu chuyện gì đã xảy ra không có ý nghĩa gì nhiều đối với chúng ta. Nhưng khi học vật lý, hóa học ở mức độ vừa đủ, bạn không thể làm được nếu không có kiến thức này. Làm thế nào để phân biệt hiện tượng vật lý với hiện tượng hóa học? Có dấu hiệu nào có thể giúp thực hiện việc này không?
Trong các phản ứng hóa học, một số chất được tạo thành từ một số chất khác với chất ban đầu. Bằng sự biến mất của các dấu hiệu của cái trước và sự xuất hiện của các dấu hiệu của cái sau, cũng như bằng sự giải phóng hoặc hấp thụ năng lượng, chúng ta kết luận rằng một phản ứng hóa học đã xảy ra.
Nếu bạn đun nóng một tấm đồng, bề mặt của nó sẽ xuất hiện một lớp phủ màu đen; Khi thổi khí cacbonic qua nước vôi sẽ tạo thành kết tủa màu trắng; Khi gỗ cháy, trên thành bình nguội xuất hiện những giọt nước, khi cháy magie sẽ thu được chất bột màu trắng.
Hóa ra dấu hiệu của phản ứng hóa học là sự thay đổi màu sắc, mùi, hình thành trầm tích và xuất hiện khí.
Khi xem xét các phản ứng hóa học, không chỉ cần chú ý đến cách chúng xảy ra mà còn phải chú ý đến các điều kiện phải đáp ứng để phản ứng bắt đầu và tiến hành.
Vậy điều kiện nào để phản ứng hóa học xảy ra?
Để làm được điều này, trước hết cần cho các chất phản ứng tiếp xúc với nhau (kết hợp, trộn lẫn). Các chất càng bị nghiền nát thì bề mặt tiếp xúc của chúng càng lớn thì phản ứng giữa chúng xảy ra càng nhanh và tích cực. Ví dụ, đường cục rất khó bắt lửa nhưng bị nghiền nát và phun vào không khí sẽ cháy trong vài giây, tạo thành một loại vụ nổ.
Với sự trợ giúp của quá trình hòa tan, chúng ta có thể nghiền nát một chất thành những hạt nhỏ. Đôi khi sự hòa tan sơ bộ của các chất ban đầu tạo điều kiện thuận lợi cho phản ứng hóa học giữa các chất.
Trong một số trường hợp, sự tiếp xúc của các chất, ví dụ như sắt với không khí ẩm, là đủ để xảy ra phản ứng. Nhưng thường xuyên hơn không, chỉ tiếp xúc với các chất là không đủ cho việc này: phải đáp ứng một số điều kiện khác.
Như vậy, đồng không phản ứng với oxy không khí ở nhiệt độ thấp khoảng 20˚-25˚С. Để gây ra phản ứng giữa đồng và oxy cần sử dụng nhiệt.
Sự gia nhiệt ảnh hưởng đến sự xuất hiện của các phản ứng hóa học theo những cách khác nhau. Một số phản ứng đòi hỏi phải đun nóng liên tục. Khi quá trình gia nhiệt dừng lại thì phản ứng hóa học cũng dừng lại. Ví dụ, cần có nhiệt độ không đổi để phân hủy đường.
Trong các trường hợp khác, chỉ cần đun nóng để phản ứng xảy ra, nó tạo ra động lực và sau đó phản ứng tiếp tục mà không cần đun nóng. Ví dụ, chúng tôi quan sát thấy sự nóng lên như vậy trong quá trình đốt cháy magiê, gỗ và các chất dễ cháy khác.
trang web, khi sao chép toàn bộ hoặc một phần tài liệu đều phải có liên kết đến nguồn.
Các yếu tố entanpy và entropy đặc trưng cho hai xu hướng trái ngược nhau của các quá trình - mong muốn thống nhất, trật tự và mong muốn tách biệt, rối loạn, được tách riêng ra không thể là tiêu chí cho dòng phản ứng hóa học tự phát. Đối với các quá trình đẳng nhiệt, chúng được thống nhất bởi một hàm gọi là sự thay đổi năng lượng Gibbs trong quá trình hoặc thế đẳng nhiệt đẳng nhiệt(ΔG), bằng:
Phương trình này có thể được viết là:
Như bạn có thể thấy, hiệu ứng nhiệt của phản ứng hóa học bao gồm hai phần. Phần đầu tiên của ∆G bằng công lớn nhất Wmax, mà hệ thống có thể thực hiện được khi quá trình được thực hiện ở trạng thái cân bằng trong điều kiện đẳng nhiệt-đẳng nhiệt. Do đó, sự thay đổi năng lượng Gibbs của một phản ứng là một phần của hiệu ứng năng lượng của phản ứng hóa học có thể chuyển thành công:
Vì sự thay đổi năng lượng Gibbs của một phản ứng có thể chuyển thành công nên nó còn được gọi là năng lượng tự do. Số hạng thứ hai ở bên phải của phương trình (hệ số entropy) biểu thị phần hiệu ứng năng lượng có thể chuyển thành nhiệt tiêu tán vào môi trường. Vì vậy, hệ số entropy được gọi là năng lượng liên kết.
Sự thay đổi năng lượng Gibbs đóng vai trò là tiêu chí cho sự xuất hiện tự phát của các phản ứng hóa học trong quá trình đẳng nhiệt-đẳng nhiệt. Về cơ bản, một phản ứng hóa học có thể xảy ra nếu năng lượng Gibbs của hệ giảm, tức là
∆G< 0.
Phương trình này là điều kiện để xảy ra phản ứng tự phát theo chiều thuận. Một phản ứng hóa học không thể xảy ra một cách tự phát nếu năng lượng Gibbs của hệ tăng lên, tức là
ΔG>0.
Phương trình này đóng vai trò là điều kiện nhiệt động cho khả năng xảy ra phản ứng nghịch một cách tự phát. Nếu như
khi đó hệ thống ở trạng thái cân bằng, phản ứng xảy ra theo cả chiều thuận và chiều nghịch.
Hướng của các phản ứng hóa học phụ thuộc vào bản chất của chúng. Vậy điều kiện ∆G<0соблюдается при любой температуре для экзотермических реакций (ΔH<0), у которых в ходу реакции возрастает число молей газообразных веществ, и.следовательно, энтропия (ΔS>0). Trong các phản ứng như vậy, cả hai lực dẫn động đều hướng về phản lực thuận và ΔG<0 при любых температурах. Такие реакции самопроизвольно могут идти только в прямом направлении, т.е. являются необратимыми.
Ngược lại, phản ứng thu nhiệt (ΔH > 0), trong đó số mol chất khí giảm (ΔS<0), не может протекать самопроизвольно в прямом направлении при любой температуре, т.к. всегда ΔG> 0.
Khả năng xảy ra nhiều phản ứng phụ thuộc vào nhiệt độ, vì nhiệt độ ảnh hưởng đến dấu của sự thay đổi năng lượng Gibbs của các phản ứng này. Nếu do phản ứng tỏa nhiệt (ΔH<0) уменьшается число молей газообразных веществ и соответственно энтропия системы (ΔS<0), то при вы невысоких температурах |ΔH| >|ТΔS| và phản ứng có thể diễn ra tự phát theo chiều thuận (ΔG< 0). При высоких же температурах |ΔH|<|ТΔS| и прямая реакция протекать не может, а обратная возможна.
Để xác định nhiệt độ mà dấu của sự thay đổi năng lượng Gibbs của phản ứng thay đổi ở nhiệt độ nào, bạn có thể sử dụng điều kiện:
Trong đó T r là nhiệt độ tại đó trạng thái cân bằng được thiết lập, tức là khả năng xảy ra phản ứng trực tiếp và phản ứng nghịch đều có thể xảy ra như nhau.
Nếu do phản ứng thu nhiệt (ΔH> 0), số mol chất khí tăng (ΔS> 0), thì ở nhiệt độ thấp, khi |ΔH| > |TΔS|, phản ứng trực tiếp không thể xảy ra tự phát (ΔG> 0), và ở nhiệt độ cao (T>T p) phản ứng trực tiếp có thể xảy ra tự phát (ΔG< 0).
Bảng 3. Ảnh hưởng của nhiệt độ đến hướng phản ứng hóa học
| ∆H | ∆S | ∆G | Hướng phản ứng | Ví dụ |
| ∆H<0 | ΔS>0 | ∆G<0 | Phản ứng trực tiếp có thể xảy ra tự phát ở mọi nhiệt độ | C + 1/2O 2 = CO |
| ΔH>0 | ∆S<0 | ΔG>0 | Phản ứng trực tiếp không thể xảy ra tự phát ở mọi nhiệt độ | CO = C + 1/2O 2 |
| ∆H<0 | ∆S<0 | ∆G<0
при Т | Phản ứng trực tiếp có thể xảy ra tự phát ở nhiệt độ thấp và phản ứng nghịch ở nhiệt độ cao. | CaO + CO 2 = CaCO 3 |
| ΔH>0 | ΔS>0 | ΔG>0 tại T | Phản ứng trực tiếp có thể xảy ra tự phát ở nhiệt độ cao và phản ứng nghịch ở nhiệt độ thấp. | CH 4 + 2H 2 O(g) = CO 2 + 4H 2 |
Năng lượng Gibbs là một hàm của trạng thái và không phụ thuộc vào phương pháp thực hiện quá trình mà chỉ được xác định bởi trạng thái ban đầu và cuối cùng của hệ thống. Sự thay đổi năng lượng Gibbs của một phản ứng tuân theo định luật Hess và các hệ quả của nó, vì vậy nó có thể được tính bằng phương trình:
Năng lượng Gibbs của sự hình thành các chất đơn giản bằng không. Nếu một chất ở trạng thái tiêu chuẩn thì năng lượng Gibbs của sự hình thành nó được gọi là năng lượng Gibbs tiêu chuẩn của sự hình thành chất này và được ký hiệu là ΔG 0. Mối quan hệ giữa ΔG và ΔG 0 được biểu thị bằng phương trình gọi là đường đẳng nhiệt Van't Hoff:
Trong đó R là hằng số khí phổ quát, T là nhiệt độ, K p là hằng số cân bằng. Đối với phản ứng
aA + bB = cC + dD
phương trình có thể được viết là:
hoặc ở dạng:
Đối với các phản ứng xảy ra trong điều kiện đẳng nhiệt-đẳng nhiệt, có một tiêu chí khác về tính tự phát của quá trình. Công việc tối đa Wmax, mà hệ thống có thể thực hiện được trong quá trình cân bằng trong điều kiện đẳng nhiệt-đẳng nhiệt, bằng với sự thay đổi năng lượng Helmholtz hệ thống ΔF (thế đẳng nhiệt đẳng nhiệt):
ΔF = -W tối đa.
Độ biến thiên năng lượng Helmholtz của phản ứng bằng
Sự thay đổi năng lượng Helmholtz đặc trưng cho hướng và giới hạn của dòng tự phát của phản ứng hóa học trong điều kiện đẳng nhiệt-đẳng nhiệt, có thể tuân theo bất đẳng thức sau
∆F< 0.
Mối quan hệ giữa các hàm nhiệt động được thể hiện trong hình 2. 2.13.
| ∆H ΔU pΔV TΔS ΔF TΔS ΔG |
Cơm. 2.13 Mối quan hệ giữa các hàm nhiệt động
Tiềm năng nhiệt động có tầm quan trọng lớn trong việc xác định cái gọi là ái lực hóa học . Người ta đã chứng minh bằng thực nghiệm rằng một số hóa chất phản ứng với nhau một cách dễ dàng và nhanh chóng, một số khác gặp khó khăn và một số khác thì không phản ứng gì cả. Điều này dẫn đến sự ra đời của khái niệm ái lực hóa học, có thể được định nghĩa là khả năng các chất khác nhau phản ứng với nhau.
Thước đo ái lực hóa học là gì? Câu trả lời cho câu hỏi này hóa ra lại khó. Ban đầu người ta cho rằng tốc độ phản ứng giữa các chất này có thể được lấy làm thước đo ái lực hóa học. Nhưng giả định này phải bị loại bỏ, nếu chỉ vì tốc độ phản ứng không chỉ phụ thuộc vào tính chất hóa học của thuốc thử và các thông số xảy ra phản ứng mà còn phụ thuộc vào sự có mặt của chất xúc tác - những chất không tham gia phản ứng. ở mức độ đáng kể nào đó, nhưng có thể ảnh hưởng rất đáng kể đến tốc độ của nó. Giả định thứ hai là ái lực hóa học phụ thuộc vào hiệu ứng nhiệt của phản ứng. Nhưng giả định này cũng không được xem xét kỹ lưỡng, vì trong các phản ứng khác nhau, hiệu ứng nhiệt có dấu hiệu khác nhau.
Cuối cùng, người ta phát hiện ra rằng thước đo ái lực hóa học được xác định tốt nhất bằng sự thay đổi (giảm) thế năng nhiệt động do một phản ứng. Vì vậy, thế nhiệt động có tầm quan trọng thực tiễn rất lớn trong hóa học. Bằng cách tính toán thế năng nhiệt động, có thể xác định các thước đo về ái lực hóa học của các chất khác nhau, khả năng thực hiện phản ứng hóa học và các giới hạn của nó (thành phần cân bằng) tùy thuộc vào điều kiện bên ngoài và trên hết là vào nhiệt độ.
Câu hỏi để tự kiểm soát
1. Sự khác biệt về bản chất của sự thay đổi entanpi của hệ trong quá trình tỏa nhiệt và thu nhiệt.
2. Độ bền của liên kết hóa học trong sản phẩm phản ứng và nguyên liệu ban đầu ảnh hưởng như thế nào đến hiệu ứng nhiệt của phản ứng.
3. Xây dựng khái niệm “entanpy (nhiệt) tạo thành một chất”
4. a) Tại sao các biến đổi hóa học và pha lại kèm theo sự giải phóng hoặc hấp thụ năng lượng?
5. Xây dựng khái niệm nhiệt dung.
6. Xây dựng các nguyên lý I, II, III của nhiệt động lực học.
Chủ đề 3.
Thông tin liên quan.
Tất cả các quá trình tự phát luôn đi kèm với sự giảm năng lượng của hệ thống.
Do đó, hướng xảy ra tự phát của một quá trình trong bất kỳ hệ thống nào được xác định bởi một nguyên tắc tổng quát hơn - nguyên lý năng lượng tự do tối thiểu.
Để mô tả các quá trình xảy ra trong các hệ kín, các hàm trạng thái nhiệt động mới đã được giới thiệu: a) Năng lượng tự do Gibbs
∆G = ∆H - T∆S(R, T= hằng);(17)
b) Năng lượng tự do Helmholtz
∆F = ∆bạn - T∆S(V.,T= hằng).(18)
Năng lượng Gibbs và Helmholtz được đo bằng đơn vị kJ/mol.
Năng lượng tự do chính xác là phần năng lượng có thể chuyển hóa thành công (xem phương trình 10). Nó bằng công tối đa mà hệ thống có thể làm được ∆G = - MỘT Tối đa.
Trong điều kiện thực tế MỘT Tối đa không bao giờ đạt được, vì một phần năng lượng bị tiêu tán vào môi trường dưới dạng nhiệt, bức xạ, dùng để khắc phục ma sát, v.v., điều này được tính đến bằng cách đưa ra hiệu quả.
Do đó, 1) chỉ những quá trình dẫn đến giảm năng lượng tự do của hệ thống mới có thể xảy ra một cách tự phát; 2) hệ thống đạt đến trạng thái cân bằng khi độ biến thiên năng lượng tự do bằng không.
Tính toán những thay đổi trong hàm Gibbs (Helmholtz), hay năng lượng tự do, giúp đưa ra kết luận rõ ràng về khả năng các phản ứng hóa học xảy ra tự phát trong những điều kiện nhất định.
Sự xuất hiện của các quá trình tự phát luôn đi kèm với sự giảm năng lượng tự do của hệ (D G< 0 или DF< 0).
Sơ đồ năng lượng tương ứng với các quá trình hóa học bị cấm, cân bằng và tự phát về mặt nhiệt động được trình bày trên Hình 4.
Δ G, kJ/mol
Sản phẩm ∆ G> 0
về mặt nhiệt động lực học
Quy trình bị cấm
Sản phẩm
Tham chiếu trạng thái cân bằng ∆ G= 0
Sản phẩm
∆G< 0
Quá trình tự phát
tọa độ phản ứng X
Cơm. 4. Sơ đồ năng lượng của các quá trình hóa học cấm, cân bằng và tự phát nhiệt động
Các điều kiện để cân bằng nhiệt động trong một hệ kín dưới các điều kiện quá trình khác nhau là:
đẳng áp-đẳng nhiệt ( R= hằng, T= hằng số): Δ G= 0,
Đẳng tích-đẳng nhiệt ( V.= hằng, T= hằng số): Δ F = 0.
Do đó, tiêu chí duy nhất cho tính tự phát của các quá trình hóa học là độ lớn của sự thay đổi năng lượng tự do Gibbs (hoặc Helmholtz), được xác định bởi hai yếu tố: entanpy và entropy
∆G= ∆H- T∆S ;
Δ F = ∆bạn- T∆S.
Hầu hết các quá trình hóa học là kết quả của hai yếu tố: 1) mong muốn của hệ thống chuyển sang trạng thái có năng lượng thấp hơn, có thể thực hiện được bằng cách kết hợp các hạt hoặc tạo ra các hạt có nguồn cung cấp năng lượng bên trong (hoặc entanpy) nhỏ hơn; 2) mong muốn của hệ thống đạt được trạng thái có entropy cao hơn, tương ứng với sự sắp xếp ngẫu nhiên hơn của các hạt.
Ở nhiệt độ thấp, khi chuyển động nhiệt của các hạt chậm lại thì xu hướng thứ nhất chiếm ưu thế.
Khi nhiệt độ tăng, entropy tăng (xem Hình 2 và 3) và xu hướng thứ hai bắt đầu chiếm ưu thế, tức là. mong muốn đạt được một trạng thái của hệ thống được đặc trưng bởi sự hỗn loạn lớn hơn.
Ở nhiệt độ rất cao, không có hợp chất hóa học nào có thể tồn tại. Bất kỳ hợp chất nào trong các điều kiện này đều chuyển sang trạng thái khí và phân rã (phân ly) thành các nguyên tử tự do và ở nhiệt độ plasma ( T> 10000 K) - thành các ion, electron và các gốc tự do, tương ứng với sự rối loạn lớn nhất của hệ thống, và do đó có entropy tối đa.
Để xác định yếu tố entanpy hoặc entropy nào có tính quyết định trong các điều kiện quy trình nhất định, việc so sánh các giá trị tuyệt đối được thực hiện:
÷ ∆ H ÷ > ÷ T∆S-> – hệ số xác định là hệ số entanpy,
÷ ∆ H ÷ < ÷ T∆S` - hệ số entropy có tính quyết định.
Trong hóa học, giá trị năng lượng Gibbs thường được sử dụng nhiều nhất, vì hầu hết các quá trình hóa học và sinh học xảy ra ở trạng thái mở ( R= R atm) hoặc bình kín ở áp suất không đổi ( R ¹ R atm) và do đó trong tương lai, để không lặp lại chính mình liên quan đến giá trị của Δ F, trừ khi có quy định cụ thể, chúng tôi sẽ hoạt động với giá trị ∆ G.
Để xác định chiều của một quá trình hóa học loại aA + bB = cC + dD, xảy ra trong điều kiện tiêu chuẩn, giá trị Δ G xp có thể được tính từ các giá trị của Δ H 0 298хр và D S 0 298xp khi sử dụng cấp 19. Nếu nhiệt độ quá trình T≠ 298 K thì thực hiện tính toán theo phương trình. 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)
Bạn cũng có thể sử dụng bảng hàm nhiệt động tiêu chuẩn để hình thành các chất Δ G° 298 . Trong trường hợp này ∆ G Phản ứng ° 298хр được tính tương tự như Δ N° 298хр:
∆G 0 298хр = [s∆ G 0 298obr(C) + d∆ G 0 298obr(D) ] – [a∆ G 0 298 vòng quay(A) + v∆ G 0 298obr (V)]. (21)
Vì vậy, để xác định liệu một quá trình hóa học có thể xảy ra hay không trong những điều kiện nhất định, cần phải xác định dấu của sự thay đổi năng lượng Gibbs hoặc Helmholtz sẽ là gì.
Thông thường cần phải xác định nhiệt độ, gọi là nhiệt độ nghịch đảo, ở trên hoặc dưới nhiệt độ nào mà phản ứng đảo ngược hướng của nó. Nhiệt độ nghịch đảo được xác định từ điều kiện cân bằng phản ứng ∆ G xp = 0 .
∆G xp = Δ H xp - T D S xp = 0 (22)
T inv = Δ H xp/D S giờ. (23)
VÍ DỤ GIẢI QUYẾT VẤN ĐỀ
Xác định hướng có thể xảy ra tự phát của quá trình khi t= 100°C. Tính nhiệt độ nghịch đảo.
Si(k) + SiO2(k) = 2SiO(k)
Hãy tính giá trị của D G° 298 của phản ứng này. Hãy sử dụng dữ liệu dạng bảng
∆ 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 xp = = -7 J/K;
∆ G° хр = ∆ H 0 298 хр - T∆S 0 298 хр =36 - 373×(-7)×10 -3 = 38,6 kJ.
Có thể thấy rằng giá trị ∆ G° xp dương và ở nhiệt độ 373 K phản ứng không thể tiến hành theo chiều thuận. Vì vậy SiO 2 ổn định ở điều kiện tiêu chuẩn.
Để tìm hiểu xem về nguyên tắc có thể chuyển đổi SiO 2 thành SiO ở bất kỳ nhiệt độ nào khác hay không, cần phải tính nhiệt độ nghịch đảo mà tại đó hệ thống ở trạng thái cân bằng nhiệt động, tức là. trong điều kiện khi ∆ G = 0.
T inv = ∆ H° 298 xr /∆ S° 298 xp = 36/(-7,10 -3)= -5143 K.
Không có nhiệt độ âm trên thang nhiệt độ tuyệt đối và do đó, trong mọi trường hợp không thể chuyển đổi silicon dioxide thành silicon oxit.
Fe 3 O 4 (k) + 4H 2 (g) = 3Fe (k) + 4H 2 O (g)
∆N° 298 mảng, kJ/mol -1118 0 0 -241,8
Theo hệ quả của định luật Hess, độ biến thiên entanpy của quá trình bằng:
∆N° 298 xp = 4∆ N° 298 mảng (H 2 O) – ∆ N° 298 mảng (Fe 3 O 4) = 4 (-241,8) - (-1118) = 150,8 kJ
Sự thay đổi entanpy của phản ứng trong trường hợp này được tính cho 3 mol sắt, tức là trên 3 mol ∙ 56 g/mol = 168 g.
Sự thay đổi entanpi khi nhận 1 kg sắt được xác định từ hệ thức:
168 g Fe - 150,8 kJ;
1000 g Fe - X kJ;
Từ đây X= 897 kJ.
Xác định giới hạn nhiệt độ trên mà tại đó có thể xảy ra sự hình thành bari peroxit theo phản ứng:
2BaO (k) + O 2 (g) = 2BaO 2 (k)
Sự thay đổi entanpy và entropy của phản ứng tạo thành bari peroxit có các ý nghĩa sau:
∆N° 298 xp = 2∆ N° 298 mảng (BaO 2) - (2∆ N° 298 mảng (BaO) + ∆ N° 298 mảng (O 2))
∆N° 298 хр = -634,7∙2 - (-553,9∙2 + 0) = -161,6 kJ
∆S° 298 xp = 2 S° 298 mảng (BaO 2) – (2 S° 298 mảng (BaO) + S° 298 mảng (O 2))
∆S° = 77,5∙2 – (70,5∙2 + 206) = -191 J/K = - 0,191 kJ/K
Năng lượng tự do của quá trình này được biểu thị bằng phương trình
∆G° xp = -161,6 + 0,191× T.
Ở điều kiện tiêu chuẩn ∆ G° 298хр = -161,6 + 0,191×298 = -104,68 kJ. ∆ G° 298хр< 0 и реакция при стандартных условиях протекать может.
Nhiệt độ nghịch đảo có thể được tìm thấy từ mối quan hệ ∆ G° = 0.
∆G° = -161,6 + 0,191 T = 0
Từ đây T= - 161,6 - 0,191 = 846,07 K
Dưới nhiệt độ 846,07 K có thể hình thành BaO 2.
Tính độ biến thiên entropy trong quá trình bay hơi của 250 g nước ở 25 °C, nếu nhiệt mol bay hơi của nước ở nhiệt độ này là 44,08 kJ/mol.
GIẢI PHÁP. Trong quá trình bay hơi, entropy của một chất tăng lên một lượng
∆S isp = D N/ T.
250 g nước là 250 g/18 g/mol = 13,88 mol. Do đó nhiệt bay hơi của nước là: 13,88 mol ∙ 44,08 kJ/mol = 611,83 kJ.
Biến thiên entropy khi 250 g nước bay hơi ở T= 25 +273 = 298 K bằng
∆S isp = 611,83 / 298 = 2,05 kJ.
NHIỆM VỤ CÔNG VIỆC ĐỘC LẬP
CO (g) + H 2 O (g) = CO 2 (g) + H 2 (g)
Xác định: a) ∆ bạn° 298 phản ứng; b) bao nhiêu gam và bao nhiêu lít CO đã phản ứng nếu tỏa ra 14,66 kJ nhiệt (n.s.)?
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O ( Và)
Định nghĩa; a) ∆ bạn° 298 phản ứng; b) Đốt 56 lít khí metan (n.o.) sẽ tỏa ra bao nhiêu nhiệt lượng?
3. Cho phản ứng CO (g) + C1 2 (g) = COC1 2 (g), sử dụng số liệu dạng bảng, tính ∆ N° 298 phản ứng. Tính: a) ∆ bạn° 298 phản ứng; b) bao nhiêu lít CO đã phản ứng nếu tỏa ra 338,13 kJ nhiệt (n.s.)?
2HC1(g) + Ca(s) = CaCl 2(s) + H2(g).
5. ∆N° 298 đốt cháy metan CH 4 bằng - 891,6 kJ/mol. Tính: a) Đốt cháy 1 g khí metan sẽ tỏa ra bao nhiêu nhiệt lượng; b) Đốt cháy 5 lít metan (n.o.) sẽ tỏa ra bao nhiêu nhiệt lượng?
6. Cho phản ứng 2Сu (tv) + 1/2O 2(g) = Cu 2 O (tv), ∆Н° 298 trong đó là -167,6 kJ, hãy tính: a) có bao nhiêu lít oxy đã phản ứng nếu 335 thoát ra 0,2 kJ nhiệt? b) ∆ bạn° 298 phản ứng.
7. ∆N° 298 phản ứng Cd(s) + 1/2O 2(g) = CdO(s) là -256,43 kJ.
Xác định: a) ∆ bạn° 298 phản ứng; b) Cần phải lấy bao nhiêu mol Cd để tỏa ra nhiệt lượng 628 kJ?
8. ∆N° 298 phản ứng 2Bi(tv) + 3/2O 2 (g) = Bi 2 O 3 (tv) là -578,22 kJ.
Hỏi khi tạo thành 0,5 mol Bi 2 O 3 thì nhiệt lượng toả ra là bao nhiêu?
9. Theo bảng giá trị ∆ N° 298 tính toán sự hình thành thuốc thử ∆ N° 298 đốt cháy metan CH 4 và axetylen C 2 H 2, nếu đốt cháy thu được CO 2 (g) và H 2 O (l). Xác định khí nào có nhiệt trị lớn hơn (kJ/kg).
10. Đốt cháy những khối lượng bằng nhau của hydro, phốt pho, than chì và magie. Trong trường hợp nào nhiệt lượng tỏa ra nhiều hơn?
11. Đốt cháy những thể tích bằng nhau của hydro H 2 và axetylen C 2 H 2. Trong quá trình nào nhiệt lượng sẽ tỏa ra nhiều hơn và bao nhiêu lần nếu phản ứng tạo thành CO 2 (g) và H 2 O (l)?
12. Sự khử nhiệt nhôm của niken monoxit được mô tả bằng phương trình
3NiO (tv) + 2Al (tv) = Al 2 O 3 (tv) + 3Ni (tv)
Sử dụng các giá trị của ∆ N° 298 thuốc thử mẫu, tính ∆ N° 298 giờ. Định nghĩa:
a) ∆ N° 298 giờ tính bằng kJ trên 1 mol Ni; b) ∆ N° 298 giờ tính bằng kJ trên 1 kg Ni;
13. Sử dụng các giá trị trong bảng, xác định ∆ N° 298 xr:
C 2 H 4 (g) + ZO 2 (g) = 2CO 2 (g) + 2H 2 O (l). Lượng nhiệt tỏa ra nếu phản ứng gồm: a) 14 g etylen; b) 112 lít etylen (số).
14. Dựa vào số liệu dạng bảng, hãy tính lượng nhiệt lượng tỏa ra trong quá trình tạo thành 100 kg CaC 2 theo phản ứng CaO (s) + 3C (graphit) = CaC 2 (s) + CO (g).
15. Entanpi tạo thành hydro clorua là -92,5 kJ/mol. Bao nhiêu nhiệt sẽ được giải phóng khi 1 lít (n.s.) hydro phản ứng với clo?
16. Nhiệt lượng tỏa ra khi đốt cháy 38 g cacbon đisunfua theo phản ứng CS 2 (g) + ZO 2 (g) = CO 2 (g) + 2SO 2 (g)?
17. Quá trình phân hủy fulminat thủy ngân diễn ra theo phương trình
Hg(CNO) 2(tv) = Hg (l) +2СО (g) +N 2(g) , ∆ N° 298 xp = -364 kJ. Xác định thể tích khí thoát ra và lượng nhiệt tỏa ra khi nổ 1 kg Hg(CNO) 2 ở điều kiện thường.
18. Bao nhiêu nhiệt lượng sẽ tỏa ra khi nổ 8,4 lít khí nổ (hỗn hợp O 2 và H 2 theo tỷ lệ thể tích 1: 2) ở điều kiện xung quanh, nếu phản ứng tạo thành H 2 O (tôi)?
19. Phản ứng tạo thành 1 kg silicon sẽ toả bao nhiêu nhiệt lượng
SiO 2(tv) + 2Mg (tv) = 2MgO (tv) + Si (tv) nếu ∆ N° 298 xp = -292 kJ.
20. Bao nhiêu nhiệt sẽ tỏa ra trong quá trình tương tác của 1 lít (n.s.) hydro với flo, nếu sự tạo thành 1 g HF (g) kèm theo sự tỏa ra 13,45 kJ nhiệt?
22. Nhiệt lượng tỏa ra khi khử 8 g CuO với hydro thành H 2 O (g) là bao nhiêu?
23. Bao nhiêu nhiệt sẽ toả ra khi đốt cháy 112 lít (n.s.) khí nước, gồm những thể tích bằng nhau của hydro và carbon monoxide (II), nếu phản ứng tạo ra carbon monoxide (IV) và hơi nước?
24. Tính nhiệt lượng toả ra khi cho 10 lít amoniac (số) tác dụng với hydro clorua theo phản ứng: NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (s).
25. Xác định ∆ N° 298 hình thành pH 3 bằng phản ứng
2PH 3(g) + 4O 2(g) = P 2 O 5(g) + ZN 2 O (g) nếu ∆ N° 298 xp = -2829,74 kJ.
26. Tính ∆ N° 298 sự hình thành silicon dioxide, nếu cho phản ứng SiO 2 (s) + 2Mg (s) = 2MgO (s) + Si (s), ∆ N° 298 xp = -292 kJ.
27. Phản ứng đốt cháy rượu metyl diễn ra theo phương trình
CH 3 OH (l) + 3/2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (l). Trong trường hợp này, quá trình đốt cháy 1 mol rượu đi kèm với sự giải phóng nhiệt lượng 727,4 kJ.
28. Khi đốt cháy một lượng n-butan C 4 H 10 (g) nhất định, nhiệt lượng tỏa ra là 12,44 kJ. Khối lượng n-butan bị đốt cháy: a) gam; b) lít, nếu ∆ N° 298 đốt cháy chất này bằng -2882,43 kJ/mol?
29. Khi khử 80 g Fe 2 O 3 (s) bằng nhôm thì tỏa ra nhiệt lượng 427,38 kJ. Tính ∆ N° 298 hình thành Fe 2 O 3 (tv).
30. Để xác định ∆ N° 298 của sự hình thành ZnO, 3,25 g kẽm kim loại bị đốt cháy trong bom nhiệt lượng kế và tỏa ra 17,47 kJ nhiệt. Tính ∆ N° 298 phản ứng oxy hóa kẽm với oxy.
31. Đốt cháy 3,6 g magie tỏa nhiệt 90,5 kJ. Tính ∆ N° 298 sự hình thành MgO.
32. Đốt cháy 11 g propan C 3 H 8 tỏa ra nhiệt lượng 556 kJ. Tính entanpy tạo thành của C 3 H 8 (g).
33. Phản ứng oxy hóa amoniac trong những điều kiện nhất định diễn ra theo phương trình 4NH 3 (g) + 3O 2 (g) = 2N 2 (g) + 6H 2 O (l).
Sự hình thành 4,48 lít nitơ ở nu. kèm theo đó là sự giải phóng nhiệt lượng 153,3 kJ. Tính ∆ N° 298 phản ứng hóa học. Bao nhiêu nhiệt lượng tỏa ra trong quá trình oxy hóa 1 g amoniac?
34. Sự hình thành 1 g FeO (sol) kèm theo sự giải phóng nhiệt lượng 3,71 kJ. Bao nhiêu nhiệt sẽ tỏa ra trong quá trình oxy hóa 1 mol Fe (s) bằng oxy?
35. Tính ∆ N° 298 của quá trình chuyển đổi sau: H 2 O (l) = H 2 O (g) dựa trên dữ liệu cho các phản ứng sau:
H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) = H 2 O (g), ∆ N° 298 = -242,2 kJ,
H 2 O (l) = 1/2 O 2 (g) + H 2 (g), ∆ N° 298 = +286,2 kJ.
36. Xác định ∆ N° 298 Sự chuyển hóa lưu huỳnh trực thoi sang đơn tà, nếu entanpy đốt cháy của lưu huỳnh trực thoi là -297,96 kJ/mol thì entanpy đốt cháy của lưu huỳnh đơn tà là -300,53 kJ/mol.
37. ∆N° 298 sự hình thành НI (g) từ tinh thể I 2 và khí Н 2 là 26 kJ/mol, và ∆ N° 298 sự hình thành HI (g) từ khí I 2 và H 2 bằng - 5,2 kJ/mol. Tính ∆ N° 298 chuyển tiếp I 2 (tv) = I 2 (g).
2P (trắng) + 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. Tìm hiệu ứng nhiệt của phản ứng chuyển 1 mol oxy thành ozon nếu 3As 2 O 3 (s) + 3 O 2 (g) = 3 As 2 O 5 (s), ∆ N° 298 = -1170,8 kJ,
3As 2 O 3(tv) + 2O 3 (g) = 3 As 2 O 5(tv) , ∆ N° 298 = -886,2 kJ.
40. Xác định nhiệt lượng tiêu hao trong quá trình phân hủy 1 kg Na 2 CO 3 (s) tạo thành Na 2 O (s) và CO 2 (g), nếu biết rằng:
Na 2 CO 3 (tv) + SiO 2 (tv) = Na 2 SiO 3 (tv) + CO 2 (g), ∆ N° 298 = 128,42 kJ,
Na 2 O (tv) + SiO 2 (tv) = Na 2 SiO 3 (tv), ∆ N° 298 = -207,40 kJ.
41. Sử dụng giá trị bảng ∆ G° 298 hình thành các chất, xác định chiều có thể xảy ra của phản ứng tự phát: 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).
Không thực hiện phép tính, xác định dấu của ∆ S° 298 phản ứng.
42. Ở 25°C, entropy của lưu huỳnh trực thoi là 31,98 J/mol×K, và entropy của lưu huỳnh đơn tà = 32,59 J/mol×K. Entanpi khi đốt cháy lưu huỳnh trực thoi và lưu huỳnh đơn tà lần lượt là -297,32 và -297,57 kJ/mol. Xác định ∆ G° 298 giờ:
S (kim cương) = S (đơn sắc). Sự biến đổi nào của lưu huỳnh ổn định hơn ở nhiệt độ nhất định?
43. Xác định xem phản ứng này có thể tiến hành theo chiều thuận trong điều kiện tiêu chuẩn hay không
Fe 3 O 4 (tv) + 4H 2 (G) = 3Fe (tv) + 4H 2 O (g)?
44. Việc tạo ra khí tổng hợp (hỗn hợp cacbon monoxit (IV) và hydro) được thực hiện bằng phản ứng CH 4 (g) + H 2 O (g) = CO (g) + ZH 2 (g). Định nghĩa:
a) phản ứng này tỏa nhiệt hay thu nhiệt;
b) entropy tăng hoặc giảm trong quá trình phản ứng;
c) Phản ứng xảy ra tự phát ở điều kiện tiêu chuẩn theo hướng nào?
45. Phản ứng 2NO 2 (g) = N 2 O 4 (g) sẽ tự xảy ra theo chiều nào ở điều kiện tiêu chuẩn và ở nhiệt độ
nhiệt độ +227°C? Yếu tố nào, entanpy hay entropy, sẽ có tính quyết định ở nhiệt độ thấp và cao?
46. Phản ứng này sẽ tự diễn ra theo hướng nào ở nhiệt độ +1027°C?
CO (g) + H 2 O (g) = CO 2 (g) + H 2 (g).
Yếu tố nào, entanpy hay entropy, sẽ có tính quyết định ở nhiệt độ thấp và cao?
48. Tính nhiệt độ nào phản ứng Cracking n-butan bắt đầu theo phản ứng C 4 H 10 (g) = C 2 H 6 (g) + C2H4(g). Hệ số entanpy hay entropy được xác định ở nhiệt độ thấp và cao?
49. Dựa vào số liệu nhiệt động của phản ứng
6C (than chì) + 6H 2 (g) = C 6 H 12 (g) xác định:
a) Phản ứng này sẽ tự xảy ra theo hướng nào ở nhiệt độ 298 K?
b) hệ số entanpy hay entropy sẽ có tính quyết định trong những điều kiện này?
c) Việc đun nóng hay làm nguội sẽ thúc đẩy phản ứng thuận hoàn chỉnh hơn?
50. Theo các giá trị được lập bảng của các đại lượng nhiệt động của những người tham gia các phản ứng sau
C (than chì) + 2H 2 (g) = CH 4 (g),
2C (than chì) + 2H 2 (g) = C 2 H 4 (g),
2C (graphit) + H 2 (g) = C 2 H 2 (g),
định nghĩa:
a) Hydrocacbon nào có thể thu được bằng cách tổng hợp từ các chất đơn giản ở điều kiện tiêu chuẩn;
b) hydrocacbon nào có thể được tổng hợp ở nhiệt độ cao;
c) Hydrocacbon nào có khả năng chống phân hủy tốt nhất ở 298 K?
51. Viết các phương trình phản ứng tạo thành hiđrocacbon:
CH 4 (g), C 2 H 6 (g), C 3 H 8 (g), C 4 H 10 (g), C 5 H 12 (g) và C 6 H 14 (g) từ các chất đơn giản
(graphit và hydro) và sử dụng các giá trị được lập bảng của các đại lượng nhiệt động lực học để trả lời các câu hỏi:
a) Có thể tổng hợp được các chất này ở điều kiện tiêu chuẩn không?
b) Độ ổn định của hiđrocacbon thay đổi như thế nào trong dãy này?
c) Trong phản ứng nào độ biến thiên entropy là lớn nhất?
d) việc tăng nhiệt độ sẽ ảnh hưởng như thế nào đến khả năng thu được các chất này?
52. Liệu hỗn hợp hydro sunfua và oxy có ổn định về mặt hóa học ở t= 25 °C và áp suất riêng phần của khí bằng 1 atm, nếu phản ứng có thể xảy ra tương tác:
2H 2 S (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 2S (hình thoi)?
53. Tính nhiệt độ mà tại đó khả năng oxy hóa của oxy và clo bằng 4HC1 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 2C1 2 (g). Khí nào (O 2 hoặc C1 2) sẽ thể hiện tính chất oxy hóa mạnh hơn ở nhiệt độ thấp? Hệ số entanpy hay entropy sẽ có tính quyết định ở nhiệt độ cao và thấp?
54. Dựa vào số liệu nhiệt động của phản ứng
ZnO (rắn) + C (than chì) = Zn + CO (g) xác định:
a) Có thể khử ZnO ở điều kiện tiêu chuẩn không?
b) việc tăng hay giảm nhiệt độ sẽ thúc đẩy phản ứng này xảy ra sâu hơn?
c) ở nhiệt độ nào thì hoạt tính khử của Zn và C (graphit) sẽ bằng nhau?
d) nguyên nhân gây ra sự thay đổi entropy trong phản ứng?
55. Sử dụng các giá trị trong bảng của các đại lượng nhiệt động lực học, hãy tính nhiệt độ tại đó quá trình nhiệt phân metan bắt đầu theo phản ứng:
2CH 4 (g) = C 2 H 4 (g) + 2 H 2 (g).
Yếu tố nào, entanpy hay entropy, quyết định hướng xảy ra phản ứng này ở nhiệt độ thấp và cao?
56. Đối với phản ứng:
ZnS (rắn) + 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.
cho biết sunfua nào có thể hòa tan được trong axit clohydric loãng.
57. Dựa trên các số liệu sau:
P (trắng) + 3/2Сl 2(g) = PСl 3(g), ∆ G° 298 xp = -286,68 kJ,
P (trắng) + 5/2С1 2 (g) = PC1 5 (g), ∆ G° 298 xp = -325,10 kJ.
trả lời các câu hỏi:
a) Có thể tổng hợp photpho clorua từ các chất đơn giản ở điều kiện tiêu chuẩn không?
6) việc tăng hay giảm nhiệt độ sẽ thúc đẩy các phản ứng sâu hơn?
c) loại photpho clorua nào có khả năng chống phân hủy cao hơn?
58. Dựa trên các giá trị của ∆ G° 298 xp cho các phản ứng sau:
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) + 1/4O 2 (g) + 1/2H 2 O (l) = Co(OH) 3 (tv), ∆ G° 298 = -23,68 kJ,
Ni(OH) 2 (sol) + 1/4O 2 (g) + 1/2H 2 O (l) = Ni(OH) 3 (sol) , ∆ G° 298 = +22,88 kJ
định nghĩa:
a) hydroxit (II) hoặc (III) nào của mỗi nguyên tố ổn định hơn trong điều kiện tiêu chuẩn;
b) hydroxit (III) nào ổn định hơn ở nhiệt độ st. có điều kiện;
c) hydroxit nào (II) có khả năng chống oxy hóa cao nhất;
d) trạng thái oxy hóa (+2 hoặc +3) nào đặc trưng hơn cho Fe, Co, Ni ở trạng thái st. chuyển đổi?
59. Dựa trên dữ liệu có sẵn:
C (than chì) + 2F 2 (g) = CF 4 (g) , ∆ G° 298 xp = -636,04 kJ,
C (than chì) +2 Cl 2 (g) = CCl 4 (g), ∆ G° 298 xp = -60,63 kJ,
C (than chì) +2 Br 2(l) = CBr 4(g) , ∆ G° 298 xp = 66,94 kJ,
C (than chì) + 2I 2(tv) = CI 4(g) ∆ G° 298 xp = 124,86 kJ,
xác định: a) khả năng thu được cacbon tetrahalua từ các chất đơn giản ở mức độ đối lưu; b) thay đổi mức độ ái lực của halogen với cacbon; c) tetrahalua nào ổn định nhất ở st.conv.
60. Viết các phương trình phản ứng tương ứng với các giá trị trong bảng của ∆ G° 298 mẫu hydrua (H 2 E) của các nguyên tố nhóm VI (O, S, Se, Te) và rút ra kết luận sau:
a) hoạt tính hóa học của các nguyên tố này thay đổi như thế nào đối với hydro;
b) có thể tổng hợp các hydrua này từ các chất đơn giản ở trạng thái st. có điều kiện;
c) trong phản ứng nào độ biến thiên entropy lớn nhất?
61. Viết các phương trình phản ứng tương ứng với các giá trị trong bảng của ∆ G° 298 mẫu hydro halogenua và rút ra kết luận sau:
a) Có thể tổng hợp được các hợp chất này từ các chất đơn giản ở trạng thái st. có điều kiện;
b) độ ổn định tương đối của hydro halogenua thay đổi như thế nào ở điều kiện đứng yên;
c) halogen nào thể hiện tính chất oxy hóa mạnh nhất và halogenua hydro nào thể hiện tính chất khử;
d) Trong phản ứng nào độ biến thiên entropy là lớn nhất?
62. Dựa vào số liệu sau đây về oxit của nguyên tố nhóm VI(B)
CrO 3 MoO 3 WO 3
∆G° 298r, kJ/mol -507 -679 -763
rút ra kết luận, độ ổn định của các oxit cao hơn của các nguyên tố này thay đổi như thế nào ở nhiệt độ ổn định?
63. Dựa vào số liệu sau đây về các hợp chất Mn, Tc, Re
Mn 2 O 7 Tc 2 O 7 Re 2 O 7
∆G° 298 mảng, kJ/mol -545 -939 -1068
rút ra kết luận về tính ổn định tương đối của các oxit cao hơn d- các nguyên tố thuộc nhóm VII.
64. Cho các phản ứng 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 cho biết: a) Axit nào bền nhất?
65. Xác định xem oxit nào CO 2, N 2 O 5 hoặc SO 3 có tính axit mạnh hơn:
G° 298 xp = -134,0 kJ,
CaO (tv) + N 2 O 5 (g) = Ca(NO 3) 2 (tv) ∆ G° 298 xp = -272,0 kJ,
CaO (tv) + SO 3 (g) = CaSO 4 (tv) , ∆ G° 298 xp = -348,0 kJ.
66. Oxit nào Na 2 O, CaO hoặc MgO thể hiện tính chất bazơ mạnh hơn:
CaO (tv) + CO 2 (g) = CaCO 3 (tv), ∆ G° 298 xp = -134,0 kJ,
MgO (tv) + CO 2 (g) = MgCO 3 (tv) , ∆ G° 298 xp = -67,0 kJ,
Na 2 O (tv) + CO 2 (g) = Na 2 CO 3 (tv), ∆ G° 298 xp = -277,0 kJ
67. Đối với phản ứng:
Al 2 O 3(tv) + 3SO 3(g) = Al 2 (SO 4) 3(tv), ∆ G° 298 xp = -380,5 kJ,
ZnO (tv) + SO 3 (g) = ZnSO 4 (tv) , ∆ G° 298 xp = -188,5 kJ
chỉ ra oxit nào thể hiện tính chất cơ bản mạnh hơn
68. Dựa vào phản ứng:
A1 2 O 3(tv) + 3SO 3(g) = Al 2 (SO 4) 3(tv), ∆ G° 298 xp = -380,5 kJ,
A1 2 O 3(tv) + Na 2 O (tv) = 2NaAlO 2(tv) , ∆ G° 298 xp = -199,0 kJ chỉ ra:
a) bản chất của A1 2 O 3 (kiềm, lưỡng tính hoặc axit);
b) tính chất nào (axit hay bazơ) rõ rệt hơn?
69.Dựa vào giá trị của ∆ G
2Rb(tv) + 1/2O 2(g) = Rb 2O(tv),
2Ag (tv) +1/2O 2 (g) = Ag 2 O (tv),
a) rubidi hoặc bạc có ái lực lớn hơn với oxy;
b) Oxit nào bền hơn?
70. Dựa vào giá trị của ∆ G° 298 cho các quy trình sau:
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, cho biết:
a) khả năng xảy ra phản ứng theo chiều thuận;
b) trạng thái oxy hóa đặc trưng nhất của các nguyên tố này.
71. Dựa trên các số liệu sau:
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
trả lời các câu hỏi sau:
a) Có thể tổng hợp chì halogenua từ các chất đơn giản không?
b) halogen nào có tính oxi hóa mạnh nhất?
c) halogenua nào có khả năng chống phân hủy cao nhất?
d) Trong phản ứng nào độ biến thiên entropy là nhỏ nhất?
72. Cho ∆ G° 298 o6 p (kJ/mol) halogenua kali và đồng:
КF (tv) -534,2 CuF (tv) - 231,3
KS1 (rắn) -408,5 CuCl (solv) -119,4
KBr (tv) -379,6 CuBr (tv) -102,2
KI (tivi) - 322,6 CuI (tivi) -71,2
Viết các phương trình phản ứng tạo thành các halogenua tương ứng với các giá trị này và rút ra kết luận sau đây đối với các điều kiện tiêu chuẩn:
a) Có thể tổng hợp các halogenua này từ các chất đơn giản không?
b) độ ổn định tương đối của halogenua kali và đồng thay đổi như thế nào?
c) kali hoặc đồng có tính khử mạnh hơn?
d) halogen nào có tính oxi hóa mạnh hơn?
e) halogenua nào có tính khử mạnh hơn?
73. Dựa trên số liệu sau:
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 (s) + 3/4O 2 (g) + 3/2H 2 O (l) = Au (OH) 3 (s), ∆ G° 298 xp = 66 kJ
định nghĩa:
a) Kim loại nào có khả năng oxi hóa ở điều kiện tiêu chuẩn?
b) Hiđroxit nào ổn định nhất?
c) Kim loại nào có tính khử mạnh nhất?
74. Tính lại ∆ G° 298 xp trên 1 oxit tương đương:
Na 2 O (tv) + H 2 O (l) = NaOH (tv), ∆ G° 298 xp = -147,61 kJ,
MgO (s) + H 2 O (l) = Mg(OH) 2 (s), ∆ G° 298 xp = -27,15 kJ,
A1 2 O 3(tv) + ZN 2 O (l) = 2A1(OH) 3(tv), ∆ G° 298 xp = 18,27 kJ
và xác định oxit nào có tính bazơ mạnh nhất.
75. Cho ∆ G° 298 o6 p iodua kim loại:
NaI MgI 2 A1I 3
∆G° 298 o6 p (kJ/mol) -285 -360 -314
Viết các phương trình phản ứng tạo thành iodua, tính lại ∆ G° 298 arr trên 1 hợp chất tương đương và rút ra kết luận sau:
a) điện trở của iodua đối với nhiệt thay đổi như thế nào trong một dãy đã cho;
b) Tính khử của kim loại tương ứng thay đổi như thế nào?
76. Cho ∆ G° 298 o6 p kết nối R- nguyên tố nhóm V với hydro
∆G° 298 o6 p (kJ/mol) -17 13,39 156
Viết các phương trình phản ứng tạo thành các hợp chất tương ứng với các giá trị đó và rút ra kết luận sau:
a) độ ổn định của các hợp chất này thay đổi như thế nào;
b) khả năng oxy hóa của dữ liệu thay đổi như thế nào? R- các yếu tố;
c) Khả năng khử của các hợp chất trong dãy này thay đổi như thế nào?
77. Cho ∆ G° 298 o6 p hợp chất phi kim loại
PH 3 (g) H 2 S (g) HC1 (g)
∆G° 298 o6 p (kJ/mol) 13,39 -34 -96
Viết các phương trình phản ứng tạo thành các hợp chất này và rút ra kết luận: độ bền của các hợp chất hydro này thay đổi như thế nào?
78. Độ biến thiên entropy khi nóng chảy 1 mol CH 3 COOH bằng
40,2J/mol×K. Điểm nóng chảy của axit là 16,6 ° C. Tính nhiệt lượng nóng chảy theo J/g và J/mol.
79. Từ lithium đến nitơ, entropy thay đổi như sau:
Li (sol) Be (sol) B (sol) C (kim cương) N 2 (g)
S° 298 (J/mol∙K) 28,07 9,55 5,87 2,83 191,5
d, g/cm 3 ở 20°C 0,534 1,848 2,340 3,515 -
Giải thích vì sao entropy lúc đầu giảm còn entropy của nitơ lại tăng mạnh?
80. Entropy thay đổi như thế nào ( S° 298) ở các giai đoạn chuyển tiếp sau:
a) Khi nấu chảy 1 mol benzen C 6 H 6, nếu t pl = 5,49°С và ∆ N°pl = 126,54 J/g?
b) Khi nấu chảy 1 mol nhôm tại nhiệt độ nóng chảy tại t pl = = 660°С, nếu ∆ N°pl = 10,43 kJ/mol?
c) khi làm bay hơi 2 mol etyl clorua C 2 H 5 CI, nếu t kip = = 14,5°C , và ∆ N° isp = 377,1 J/g?
d) khi làm bay hơi 2 mol oxy lỏng ở điểm sôi, nếu
t kip = -I93°C, a ∆ N° isp = 6829,7 J/mol?
e) khi làm bay hơi 1,1 mol nước ở 25°C, nếu nhiệt mol bay hơi ở nhiệt độ này là ∆ N° isp = 44,08 kJ/mol?
f) trong quá trình chuyển 1 g thạch anh (SiO 2) từ biến tính β - sang biến tính α tại t= 573°C nếu ∆ N° chuyển tiếp bằng 7,54 kJ/mol?;
g) khi nấu chảy 1 mol antimon, nếu t pl = 630°С, và ∆ N°pl = =20,11 kJ/mol?
h) khi làm tan chảy 100 g natri clorua, khi t= 800 °C nếu ∆ N°pl = 30251 J/mol?
i) khi làm tan chảy 1 mol nước đá, tại t° tan chảy nếu ∆ N°pl = = 335,2 J/g?
j) khi nấu chảy 0,05 kg chì, nếu t pl =327,4°C và ∆ N°pl = =23,04 J/g?
l) khi 1000 g nước bay hơi ở 25°C, nếu nhiệt mol bay hơi ở nhiệt độ này là ∆ N° isp = 44,08 kJ/mol?
82. Nhiệt bay hơi của bromobenzen ở T= 429,8 K bằng 241 J/g. Xác định ∆ S° khi bay hơi 1,25 mol bromobenzen.
83. Độ biến thiên entropy khi nấu chảy 100 g đồng là 1,28 J/K. Tính nhiệt dung riêng của sự nóng chảy của đồng nếu nhiệt độ nóng chảy của nó là 1083°C.
CÔNG TRÌNH PHÒNG THÍ NGHIỆM VỀ CHỦ ĐỀ "NHIỆT HÓA"
