1. prednáška Chemická termodynamika. PLÁN chemickej kinetiky a katalýzy 1. Základné pojmy termodynamiky. 2. Termochémia. 3. Chemická rovnováha. 4. Rýchlosť chemických reakcií. 5. Vplyv teploty na rýchlosť reakcií. 6. Fenomén katalýzy. Vypracoval: kandidát chemických vied, doc. Ivanets L.M., as. Kozachok S.S. Asistentka lektora na Katedre farmaceutickej chémie Solomeya Stepanovna Kozachok
Termodynamika - Termodynamika je oblasť fyziky, ktorá študuje vzájomné premeny rôznych druhov energie spojené s prenosom energie vo forme tepla a práce. Veľký praktický význam termodynamiky je v tom, že umožňuje vypočítať tepelné účinky reakcie, vopred naznačiť možnosť alebo nemožnosť uskutočnenia reakcie, ako aj podmienky jej prechodu.
Vnútorná energia Vnútorná energia je kinetická energia všetkých častíc systému (molekúl, atómov, elektrónov) a potenciálna energia ich interakcií, okrem kinetickej a potenciálnej energie systému ako celku. Vnútorná energia je funkciou stavu, t.j. jeho zmena je určená danými počiatočnými a konečnými stavmi systému a nezávisí od dráhy procesu: U = U 2 - U 1
Prvý zákon termodynamiky Energia nezmizne bez stopy a nevzniká z ničoho, ale iba prechádza z jedného typu do druhého v ekvivalentnom množstve. Perpetum mobile prvého druhu, to znamená periodicky pracujúci stroj, ktorý dáva prácu bez plytvania energiou, je nemožný. Q = U + W V každom izolovanom systéme zostáva celková zásoba energie nezmenená. Q = U + W
Tepelný účinok chemickej reakcie pri konštante V alebo p nezávisí od dráhy reakcie, ale je určený povahou a stavom východiskových látok a reakčných produktov Hessov zákon Н 1 Н 2 Н 3 Н 4 Východiskové látky reakčné produkty H 1 = H 2 + H 3 + H 4 H 1 = H 2 + H 3 + H 4
Druhý termodynamický zákon, rovnako ako prvý, je výsledkom stáročných ľudských skúseností. Existujú rôzne formulácie druhého zákona, ale všetky určujú smer samovoľných procesov: 1. Teplo nemôže samovoľne prejsť z chladného telesa na horúce (Clausiov postulát). 2. Proces, ktorého jediným výsledkom je premena tepla na prácu, je nemožný (Thomsonov postulát). 3. Nie je možné zostrojiť stroj periodického pôsobenia, ktorý iba ochladzuje zásobník tepla a vykonáva prácu (prvý Planckov postulát). 4. Akákoľvek forma energie môže byť úplne premenená na teplo, ale teplo je len čiastočne premenené na iné druhy energie (Planckov druhý postulát).
Entropia je termodynamická funkcia stavu, preto jej zmena nezávisí od dráhy procesu, ale je určená len počiatočným a konečným stavom systému. potom S 2 - S 1 = ΔS = S 2 - S 1 = ΔS = Fyzikálny význam entropie je množstvo viazanej energie, ktorá sa uvádza na jeden stupeň: v izolovaných sústavách sa určuje smer toku samovoľných procesov. zmenou entropie.
Charakteristické funkcie U - izochoricko-izentropická procesná funkcia: dU = TdS - pdV. Pre ľubovoľný proces: U 0 H - funkcia izobaricko-izentropického procesu: dН = TdS + Vdp Pre ľubovoľný proces: H 0 S - funkcia izolovanej sústavy Pre ľubovoľný proces: S 0 Pre ľubovoľný proces: S 0 F - funkcia izochoricko-izotermického procesu dF = dU - TdS. Pre ľubovoľný proces: F 0 G - izobaricko-izotermická funkcia procesu: dG = dH- TdS Pre ľubovoľný proces: G 0
Klasifikácia chemických reakcií podľa počtu etáp Jednoduché prebiehajúce v jednom elementárnom chemickom úkone Zložené prebiehajúce v niekoľkých etapách Spätná reakcia А В Spätná reakcia: А В Paralelné: В А С Konzektívne: ABC Konjugované: А D Konjugované: А D С В Е В Е
Vplyv teploty na rýchlosť reakcií Vplyv teploty na rýchlosť enzymatických reakcií t t
Van't Hoffovo porovnanie: Výpočet doby použiteľnosti liečiv metódou "zrýchleného starnutia" Van't Hoffa: pri t 2 t 1 Teplotný koeficient rýchlosti:
Základné pojmy a zákony chémie. Chemická väzba. Štruktúra a vlastnosti hmoty
1. Aké látky sa nazývajú jednoduché? ťažké? Z uvedených látok vyberte jednoduché: CO, O 3, CaO, K, H 2, H 2 O.
2. Aké látky sa nazývajú oxidy? Kyseliny? Dôvody? Soli?
3. Z uvedených oxidov - SO 2, CaO, ZnO, Cr 2 O 3, CrO, P 2 O 5, CO 2, Cl 2 O 3, Al 2 O 3 - vyberte zásadité, kyslé a amfotérne.
4. Aké soli sú klasifikované ako kyslé, zásadité, stredné, dvojité, zmiešané, komplexné?
5. Vymenujte nasledujúce zlúčeniny: ZnOHCl, KHSO 3, NaAl (SO 4) 2. Do akej triedy zlúčenín patria?
6. Ako sa nazýva zásaditosť kyseliny?
7. Z uvedených hydroxidov vyberte amfotérne: Fe (OH) 2, KOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3, Pb (OH) 2.
8. Čo sa nazýva reakčná schéma? Reakčná rovnica?
9. Ako sa nazývajú čísla v reakčnej rovnici? čo ukazujú?
10. Ako prejsť od reakčnej schémy k rovnici?
11. S akými látkami interagujú zásadité oxidy? Amfotérne oxidy? Kyslé oxidy?
12. S akými látkami interagujú zásady?
13. S akými látkami interagujú kyseliny?
14. S akými látkami interagujú soli?
15. Určte hmotnostné zlomky prvkov v kyseline dusičnej HNO 3.
16. Aké kovy interagujú s alkáliami?
17. Aké kovy interagujú s roztokmi kyseliny sírovej a chlorovodíkovej?
18. Aké produkty vznikajú pri interakcii kovov s kyselinou dusičnou rôznych koncentrácií?
19. Aké reakcie sa nazývajú rozkladné reakcie? Spojenia? Substitúcie? Redox?
20. Zostavte reakčné rovnice: CrCl 3 + NaOH →; CrCl3 + 2NaOH ->; CrCl3 + 3NaOH ->; CrCl3 + NaOH (nadbytok) →.
21. Zostavte reakčné rovnice: Al + KOH →; Al + KOH + H20 →.
22. Čo sa nazýva atóm? Chemický prvok? Molekula?
23. Aké prvky sú kovy? Nekovy? prečo?
24. Ako sa nazýva chemický vzorec látky? čo to ukazuje?
25. Ako sa nazýva štruktúrny vzorec látky? čo to ukazuje?
26. Ako sa nazýva množstvo látky?
27. Čo sa nazýva krtko? čo to ukazuje? Koľko štruktúrnych jednotiek je v móle látky?
28. Aké hmotnosti prvkov sú uvedené v periodickej tabuľke?
29. Ako sa nazývajú relatívne atómové, molekulové hmotnosti? Ako sú definované? Aké sú ich merné jednotky?
30. Ako sa nazýva molárna hmotnosť látky? ako je to definované? Aká je jeho merná jednotka?
31. Aké stavy sa nazývajú normálne stavy?
32. Aký je objem 1 mólu plynu za normálnych podmienok? 5 mol plynu pri normálnej hladine?
33. Z čoho pozostáva atóm?
34. Z čoho sa skladá jadro atómu? Aký náboj má jadro atómu? Čo určuje náboj jadra atómu? Čo určuje hmotnosť atómového jadra?
35. Čo sa nazýva hromadné číslo?
36. Čo sa nazýva energetická hladina? Koľko elektrónov sa nachádza na určitej energetickej úrovni?
37. Čo sa nazýva atómový orbitál? Ako je zobrazená?
38. Čo charakterizuje hlavné kvantové číslo? Orbitálne kvantové číslo? Magnetické kvantové číslo? Spin kvantové číslo?
39. Aký je vzťah medzi hlavným a orbitálnym kvantovým číslom? Medzi orbitálnymi a magnetickými kvantovými číslami?
40. Ako sa nazývajú elektróny s = 0? = 1? = 2? = 3? Koľko orbitálov zodpovedá každému z týchto stavov elektrónu?
41. Ktorý stav atómu sa nazýva hlavný? vzrušený?
42. Koľko elektrónov sa môže nachádzať v jednom atómovom orbitále? V čom je rozdiel?
44. Koľko a aké podúrovne sa môžu nachádzať na prvej energetickej úrovni? Na druhom? Na treťom? Na štvrtom?
45. Formulujte princíp najmenšej energie, Klechkovského pravidlá, Pauliho princíp, Hundovo pravidlo, periodický zákon.
46. Čo sa periodicky mení pre atómy prvkov?
47. Čo majú spoločné prvky jednej podskupiny? Jedno obdobie?
48. Ako sa líšia prvky hlavných podskupín od prvkov vedľajších podskupín?
49. Zostavte elektrónové vzorce iónov Cr +3, Ca +2, N -3. Koľko nepárových elektrónov majú tieto ióny?
50. Aká energia sa nazýva ionizačná energia? Elektrónová afinita? Elektronegativita?
51. Ako polomery atómov a iónov v skupine a v období D.I. Mendelejev?
52. Ako elektronegativity atómov v skupine a v období D.I. Mendelejev?
53. Ako sa menia kovové vlastnosti prvkov a vlastnosti ich zlúčenín v skupine a v období D.I. Mendelejev?
54. Vytvorte vzorce vyšších oxidov hliníka, fosforu, brómu, mangánu.
55. Ako sa určuje počet protónov, neutrónov a elektrónov v atóme?
56. Koľko protónov, neutrónov a elektrónov obsahuje atóm zinku?
57. Koľko elektrónov a protónov obsahujú ióny Cr +3, Ca +2, N -3?
58. Formulujte zákon zachovania hmotnosti? Čo zostáva konštantné v priebehu akejkoľvek chemickej reakcie?
59. Ktorý parameter zostáva konštantný pri izobarických chemických reakciách?
60. Formulujte zákon stálosti zloženia. Pre látky akej štruktúry platí?
61. Formulujte Avogadrov zákon a jeho dôsledky.
62. Ak je hustota plynu vzhľadom na dusík 0,8, aká je potom molárna hmotnosť plynu?
63. Pri zmene akých vonkajších parametrov sa mení molárny objem plynu?
64. Formulujte jednotný zákon o plyne.
65. Pre rovnaké objemy rôznych plynov za rovnakých podmienok budú hmotnosti plynov rovnaké?
66. Formulujte Daltonov zákon. Ak je celkový tlak zmesi dusíka a vodíka 6 atm. a objemový obsah vodíka je 20 %, aké sú potom parciálne tlaky zložiek?
67. Napíšte Mendelejevovu-Clapeyronovu rovnicu (ideálny stav plynu).
68. Aká je hmotnosť plynnej zmesi pozostávajúcej z 11,2 litra dusíka a 11,2 litra fluóru (NU)?
69. Čo sa nazýva chemický ekvivalent? Ekvivalent molárnej hmotnosti?
70. Ako sa určujú molárne hmotnosti ekvivalentov jednoduchých a zložitých látok?
71. Určte molárne hmotnosti ekvivalentov týchto látok: O 2, H 2 O, CaCl 2, Ca (OH) 2, H 2 S.
72. Určte ekvivalent Bi (OH) 3 v reakcii Bi (OH) 3 + HNO 3 = Bi (OH) 2 (NO 3) + H 2 O.
73. Formulujte zákon ekvivalentov.
74. Ako sa nazýva molárny objem ekvivalentu látky? ako je to definované?
75. Formulujte zákon objemových vzťahov.
76. Aký objem kyslíka je potrebný na oxidáciu 8 m 3 vodíka (NU) reakciou 2H 2 + O 2 ↔ 2H 2 O?
77. Aký objem chlorovodíka vznikne vzájomným pôsobením 15 litrov chlóru a 20 litrov vodíka?
78. Čo znamená chemická väzba? Uveďte charakteristiky chemickej väzby.
79. Aká je miera sily chemickej väzby?
80. Čo ovplyvňuje rozloženie hustoty elektrónov?
81. Čo určuje tvar molekuly?
82. Čo sa nazýva valencia?
83. Určte valenciu dusíka v nasledujúcich zlúčeninách: N 2, NH 3, N 2 H 4, NH 4 Cl, NaNO 3.
84. Čo sa nazýva oxidačný stav?
85. Aká väzba sa nazýva kovalentná?
86. Uveďte vlastnosti kovalentnej väzby.
87. Ako sa mení polarita väzby v rade КI, КBr, КCl, КF?
88. Molekuly ktorej látky sú nepolárne: kyslík, chlorovodík, amoniak, kyselina octová.
89. Čo znamená hybridizácia valenčných orbitálov?
90. Určte typy hybridizácie centrálnych atómov v látkach: fluorid berýlia, chlorid hlinitý, metán.
91. Ako typ hybridizácie ovplyvňuje priestorovú štruktúru molekúl?
92. Aká väzba sa nazýva iónová? Pod vplyvom akých síl vzniká?
93. Aký druh väzby sa nazýva kovový?
94. Aké vlastnosti majú látky s kovovým typom chemickej väzby?
95. Aký je maximálny počet -väzieb, ktoré môžu vzniknúť medzi dvoma atómami v molekule?
96. Ako sa určuje absolútna elektronegativita atómu prvku?
97. Prvky zoraď vzostupne podľa ich elektronegativity: Fe, C, Ag, H, Cl.
98. Čo sa nazýva dipólový moment komunikácie? Ako sa to počíta?
99. Aké sú znaky látok s atómovou kryštálová mriežka? S molekulárnou kryštálovou mriežkou?
100. Aká väzba sa nazýva vodík? Od čoho závisí jeho sila? Medzi molekulami akých anorganických látok vzniká?
Termodynamika a kinetika chemických reakcií
1. Čo študuje termodynamika?
2. Čo sa nazýva termodynamický systém? Aké typy systémov existujú?
3. Čo sa nazýva stavové parametre? Aké parametre sa nazývajú intenzívne, extenzívne? Aké sú hlavné parametre chemického systému?
4. Čo sa nazýva proces? Spontánny proces? Cyklus? Rovnovážny proces? Nerovnovážny proces? Reverzibilný proces?
5. Čo sa nazýva fáza? Homogénny, heterogénny systém?
6. Čo sa nazýva stavová funkcia?
7. Čo charakterizuje vnútornú energiu U? Od čoho závisí vnútorná energia?
8. Čo sa nazýva teplo Q? Aké reakcie sú exotermické, endotermické? Ako sa mení teplo a entalpia počas ich priebehu?
9. Ako sa nazýva práca p∆V?
10. Formulujte prvý termodynamický zákon. Zapíšte si to matematicky.
11. Formulujte prvý termodynamický zákon pre izotermické, izochorické a izobarické procesy.
12. Čo sa nazýva entalpia?
13. Ako sa nazýva tepelný účinok reakcie? Čo určuje tepelný účinok reakcie?
14. Aká rovnica sa nazýva termodynamická? Termochemické?
15. Aké podmienky sa nazývajú štandardné?
16. Čo sa nazýva entalpia reakcie? Štandardná entalpia reakcie?
17. Ako sa nazýva entalpia tvorby látky? Štandardná entalpia tvorby látky?
18. Aký je štandardný stav hmoty? Aká je entalpia tvorby jednoduchej látky v štandardnom stave?
19. Entalpia tvorby H 2 SO 3 sa svojou veľkosťou rovná tepelnému účinku reakcie: H 2 (g) + S (s) + 1,5O 2 (g) H 2 SO 3 (g); H2 (g) + S02 (g) + 0,502 (g) H2S03 (g); H20 (g) + S02 (g) H2S03 (g); 2H (g) + S (s) + 30 (g) H2S03 (g).
20. Interakciou 1 mólu vodíka a 1 mólu brómu sa uvoľnilo 500 kJ tepla. Čo sa rovná ∆Н arr, HBr?
21. Pri vzniku 5 mólov látky A x B y sa absorbovalo 500 kJ tepla. Aká je ∆Н vzorka tejto látky?
22. Čo sa nazýva entalpia spaľovania? Štandardná entalpia spaľovania? Kalorická hodnota?
23. Formulujte Hessov zákon, prvý a druhý dôsledok z neho.
24. Aký výraz je použiteľný na výpočet ∆Н р reakcie 2A + 3B 2C v dôsledku Hessovho zákona:
∆H p = 2∆H arr, C + 2∆H arr, A + 3∆H arr, B; ∆Hp = 2∆H arr, C - (2∆H arr, A + 3∆H arr, B);
∆H p = 2∆H arr, A + 3∆H arr, B –2∆H arr, C; ∆Н р = - 2∆Н arr, С - (2∆Н arr, А + 3∆Н arr, B)?
25. Štandardná entalpia spaľovania (spaľovanie ∆H 0) metanolu CH 4 O (l) (M = 32 g / mol) je -726,6 kJ / mol. Koľko tepla sa uvoľní pri spaľovaní 2,5 kg látky?
26. V akom prípade sa štandardná entalpia horenia jednej látky rovná štandardnej entalpii tvorby inej látky?
27. Pre aké látky sa štandardná entalpia spaľovania rovná nule: CO, CO 2, H 2, O 2?
28. Pre reakciu 2Cl 2 (g) + 2H 2 O (g) 4HCl (g) + O 2 (g) vypočítajte štandardnú entalpiu (kJ), ak sú známe štandardné entalpie tvorby látok:
29. ∆H = -1410,97 kJ/mol; ∆H = -2877,13 kJ/mol. Aké množstvo tepla sa uvoľní pri spoluspaľovaní 2 mol etylénu a 4 mol butánu?
30. ∆H = -1410,97 kJ/mol; ∆H = -2877,13 kJ/mol. Aké množstvo tepla sa uvoľní pri spaľovaní 0,7 kg zmesi plynov zloženej z 20 % etylénu a 80 % butánu?
31. Štandardná entalpia reakcie MgCO 3 (tv) → MgO (tv) + CO 2 (g) je 101,6 kJ; štandardné entalpie tvorby MgO (s) a C02 (g): -601,0 a -393,5 kJ/mol, v tomto poradí. Aká je štandardná entalpia tvorby uhličitanu horečnatého MgCO 3?
32. Čo sa nazýva termodynamická pravdepodobnosť systému? Čo sa nazýva entropia? Ako sa vyjadruje entropia z hľadiska termodynamickej pravdepodobnosti?
33. Formulujte druhý termodynamický zákon.
34. Ako sa nazýva štandardná entropia látky?
35. Formulujte tretí termodynamický zákon (Planckov postulát).
36. Čo sa nazýva entropia reakcie? Štandardná entropia reakcie?
37. Ktorý výraz je použiteľný na výpočet ∆S p reakcie CH 4 + CO 2 2CO + 2H 2:
∆S p = S + S + S + S; ∆S p = S + S + 2S + 2S;
∆S p = 2S + 2S - S + S; ∆S р = 2S + 2S - S - S?
38. Pre reakciu 2Cl 2 (u) + 2H 2 O (g) 4HCl (g) + O 2 (g) vypočítajte štandardnú entropiu (J / K), ak sú známe štandardné entropie tvorby látok:
39. Čo sa nazýva Gibbsova voľná energia? Aký je jeho vzťah s inými termodynamickými funkciami?
40. Ako sa určuje smer reakcie podľa znamienka Gibbsovej energie?
41. Pri akých teplotách je možná reakcia, ak ∆H<0, ∆S>0; ∆H<0, ∆S<0; ∆H>0, ∆S> 0; ∆H> 0, ∆S<0.
42. Ako sa určuje rovnovážna teplota procesu?
43. Ako sa nazýva Gibbsova energia reakcie ∆G p? Štandardná Gibbsova energia reakcie?
44. Ktorý výraz je použiteľný na výpočet ∆G p reakcie 4NH 3 (g) + 5O 2 (g) 4NO (g) + 6H 2 O (g)
∆G p = ∆G 4 + ∆G 5 + ∆G 4 + ∆G 6; ∆G p = ∆G + ∆G + ∆G + ∆G;
∆G p = 4∆G + 5∆G - 4∆G - 6∆G; ∆G p = 4∆G + 6∆G - 4∆G - 5∆G?
45. Pre reakciu HNO 3 (g) + HNO 2 (g) 2NO 2 (g) + H 2 O (g) vypočítajte štandardnú Gibbsovu energiu (kJ), ak sú známe štandardné Gibbsove energie vzniku látok:
46. Pre reakciu Fe (tv) + Al 2 O 3 (tv) → Al (tv) + Fe 2 O 3 (tv) určte rovnovážnu teplotu a možnosť procesu pri 125 0 С, ak ∆ H = 853,8 kJ / mol; ∆S = 37,68 J / mol · K.
47. Čo znamená rýchlosť chemickej reakcie?
48. Formulujte zákon o práci.
49. Výsledkom dvoch reakcií Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (1) a Zn + 2HBr = ZnBr2 + H2 (2) po dobu 40 s sa vytvorilo 8 g chloridu a bromidu zinočnatého. Porovnajte reakčné rýchlosti.
50. Ak sa v reakcii 3Fe (NO 3) 2 (roztok) + 4HNO 3 = 3Fe (NO 3) 3 (roztok) + NO (g) + 2H 2 O (g) zvýši koncentrácia Fe (NO 3) 2 7-krát a koncentrácia HNO 3 4-krát, ako sa zmení rýchlosť reakcie?
51. Zostavte kinetickú rovnicu reakcie Sb 2 S 3 (s) + 3H 2 (g) 2Sb (s) + 3H 2 S (g).
52. Ako sa určuje rýchlosť viacstupňovej reakcie?
53. Ako sa zmení rýchlosť priamej reakcie CO (g) + 3H 2 (g) CH 4 (g) + H 2 O (g) s 3-násobným zvýšením tlaku v systéme?
54. Čo sa nazýva konštantná rýchlosť? Od čoho to závisí?
55. Čo sa nazýva aktivačná energia? Od čoho to závisí?
56. Rýchlostná konštanta nejakej reakcie pri teplote 310 K sa rovná 4,6 ∙ 10 -5 l · mol -1 · s -1 a pri teplote 330 K 6,8 ∙ 10 -5 l · mol -1 · s -1. Čomu sa rovná aktivačná energia?
57. Aktivačná energia nejakej reakcie je 250 kJ / mol. Ako sa zmení rýchlostná konštanta, keď sa reakčná teplota zmení z 320 K na 340 K?
58. Napíšte Arrheniovu rovnicu a Van't Hoffovo pravidlo.
59. Aktivačná energia reakcie (1) je 150 kJ / mol, aktivačná energia reakcie (2) je 176 kJ / mol. Porovnajte rýchlostné konštanty k 1 a k 2.
60. Ako vysvetliť zvyšovanie rýchlosti reakcie so zvyšujúcou sa teplotou?
61. Čo sa nazýva teplotný koeficient reakcie?
62. Aký je teplotný koeficient reakcie, ak rýchlostná konštanta niektorej reakcie pri 283 a 308 K je 1,77 a 7,56 l · mol -1 · s -1, v tomto poradí?
63. Pri teplote 350 K bola reakcia ukončená za 3 s a pri teplote 330 K za 28 s. Ako dlho bude trvať dokončenie pri teplote 310 K?
64. Ako ovplyvňuje aktivačná energia teplotný koeficient reakcie?
65. Čo sa nazýva katalyzátor? Inhibítor? Promotér? Katalytický jed?
66. Čo sa nazýva chemická rovnováha? Ako dlho zostáva v systéme rovnovážny stav?
67. Ako sú spojené rýchlosti priamych a spätných reakcií v momente rovnováhy?
68. Čo sa nazýva rovnovážna konštanta? Od čoho to závisí?
69. Vyjadrite rovnovážnu konštantu reakcií 2NO + O 2 ↔ 2NO 2; Sb2S3 (tv) + 3H2↔2Sb (tv) + 3H2S (g).
70. Pri určitej teplote je rovnovážna konštanta reakcie N 2 O 4 ↔ 2NO 2 0,16. V počiatočnom stave nebol žiadny NO2 a rovnovážna koncentrácia NO2 bola 0,08 mol/l. Čomu sa bude rovnať rovnovážna a počiatočná koncentrácia N 2 O 4?
71. Formulujte Le Chatelierov princíp. Ako ovplyvňujú zmeny teploty, koncentrácie, celkového tlaku miešanie rovnováhy?
72. Chemická dynamická rovnováha v systéme bola ustanovená pri 1000 K a tlaku 1 atm., Keď v dôsledku reakcie Fe (tv) + CO 2 (g) ↔ FeO (tv) + CO (g), parciálny tlak oxidu uhličitého bol 0,54 atm. Aká je rovnovážna konštanta Kp tejto reakcie?
73. Rovnovážne koncentrácie (mol / l) zložiek systému plynnej fázy, v ktorých prebiehala reakcia
3N2H4↔4NH3 + N2 sa rovnajú: = 0,2; = 0,4; = 0,25. Aká je rovnovážna konštanta reverzibilného
74. Rovnovážne koncentrácie (mol / l) zložiek systému plynnej fázy, v ktorých prebieha reakcia
N2 + 3H2↔2NH3 sa rovnajú: = 0,12; = 0,14; = 0,1. Určte počiatočné koncentrácie N 2 a H 2.
75. Rovnovážne koncentrácie zložiek plynnej fázy systému, v ktorom prebieha reakcia
C (tv) + CO 2 ↔ 2CO pri 1000 K a P celkom = 1 atm., Rovná sa CO 2 - 17 % obj. a CO - 83 % obj. Čo je konštanta
rovnovážna reakcia?
76. Rovnovážna konštanta K pri reverzibilnej reakcii v plynnej fáze CH 4 + H 2 O ↔ CO + 3H 2 pri určitej teplote je 9,54 mol 2 · l -2. Rovnovážne koncentrácie metánu a vody sú 0,2 mol/la 0,4 mol/l. Určte rovnovážne koncentrácie CO a H 2.
77. Napíšte vzťah medzi rovnovážnou konštantou Kp a Gibbsovou energiou ∆G reverzibilnej reakcie prebiehajúcej za izotermických podmienok.
78. Určite rovnovážnu konštantu K p reverzibilnej reakcie v plynnej fáze COCl 2 ↔ CO + Cl 2; ∆H 0 = 109,78 kJ,
∆S0 = 136,62 J/K pri 900 K.
79. Rovnovážna konštanta K p reakcie v plynnej fáze PCl 3 + Cl 2 ↔ PCl 5; ∆H 0 = -87,87 kJ pri 450 K sa rovná 40,29 atm -1. Určte Gibbsovu energiu tohto procesu (J / K).
80. Napíšte vzťah medzi K p a K s reverzibilnou reakciou v plynnej fáze 2CO + 2H 2 ↔ CH 4 + CO 2.
Podobné informácie.
Termodynamika - veda o premene niektorých foriem energie na iné na základe zákona zachovania energie. Termodynamika určuje smer spontánneho toku chemických reakcií za daných podmienok. Pri chemických reakciách dochádza k prerušeniu väzieb vo východiskových materiáloch a vzniku nových väzieb vo finálnych produktoch. Súčet energií väzby po reakcii sa nerovná súčtu energií väzby pred reakciou, t.j. priebeh chemickej reakcie je sprevádzaný uvoľňovaním alebo absorpciou energie a jej formy sú rôzne.
Termochémia je oblasť termodynamiky venovaná štúdiu tepelných účinkov reakcií. Tepelný účinok reakcie, meraný pri konštantnej teplote a tlaku, sa nazýva entalpia reakcie a sú vyjadrené v jouloch (J) a kilojouloch (kJ).
Pre exotermické reakcie, pre endotermické -. Entalpia vzniku 1 mol danej látky z jednoduchých látok, meraná pri teplote 298 K (25 °C) a tlaku 101,825 kPa (1 atm), sa nazýva štandardná (kJ / mol). Entalpie jednoduchých látok sa bežne považuje za nulové.
Termochemické výpočty vychádzajú z Hessovho zákona: t Tepelný účinok reakcie závisí len od charakteru a fyzikálneho stavu východiskových látok a konečných produktov, nezávisí však od dráhy prechodu. V termochemických výpočtoch sa často používa dôsledok Hessovho zákona: tepelný účinok chemickej reakcie rovná súčtu teplôt vzniku reakčné produkty mínus súčet teplôt tvorby východiskových látok, berúc do úvahy koeficienty pred vzorcami týchto látok v reakčnej rovnici:
V termochemických rovniciach sa uvádza hodnota entalpie chemickej reakcie. V tomto prípade vzorec každej látky udáva jej fyzikálny stav: plynný (g), kvapalný (g), pevný kryštalický (k).
V termochemických rovniciach sa tepelné účinky reakcií udávajú na 1 mol východiskovej alebo konečnej látky. Preto sú tu povolené zlomkové kurzy. Pri chemických reakciách sa prejavuje dialektický zákon jednoty a boja protikladov. Systém má na jednej strane tendenciu objednávať (agregovať) – znižovať H, na druhej strane - k neporiadku (disagregácii). Prvý trend rastie s klesajúcou teplotou a druhý - so zvyšujúcou sa teplotou. Sklon k neporiadku charakterizuje veličina tzv entropia S[J / (mol. K)]. Je to miera poruchy v systéme. Entropia je úmerná množstvu hmoty a zvyšuje sa so zvyšovaním pohybu častíc počas zahrievania, vyparovania, topenia, expanzie plynu, zoslabovania alebo lámania väzieb medzi atómami atď. Procesy spojené s usporiadaním systému: kondenzácia, kryštalizácia, kompresia, spevnenie väzieb, polymerizácia atď. - viesť k zníženiu entropie. Entropia je funkciou stavu, t.j.
Celkovú hybnú silu procesu tvoria dve sily: túžba po poriadku a túžba po neporiadku. Pre p = const a T = const možno celkovú hnaciu silu procesu znázorniť takto:
Gibbsova energia alebo izobaricko-izotermický potenciál sa tiež riadi dôsledkom Hessovho zákona:
Procesy spontánne prebiehajú v smere znižovania akéhokoľvek potenciálu a najmä v smere klesania. V rovnovážnom stave je teplota začiatku rovnovážnej reakcie:
Tabuľka 5
Štandardné entalpie tvorby , entropia a Gibbsova energia formovania niektoré látky pri 298 K (25 °C)
| Látka | kJ/mol | J/mol | kJ/mol |
| CaO (k) | -635,5 | 39,7 | -604,2 |
| CaCO3 (k) | -1207,0 | 88,7 | -1127,7 |
| Ca (OH) 2 (k) | -986,6 | 76,1 | -896,8 |
| H20 (g) | -285,8 | 70,1 | -237,3 |
| H20 (g) | -241,8 | 188,7 | -228,6 |
| Na20 (k) | -430,6 | 71,1 | -376,6 |
| NaOH (k) | -426,6 | 64,18 | -377,0 |
| H2S (g) | -21,0 | 205,7 | -33,8 |
| SO 2 (g) | -296,9 | 248,1 | -300,2 |
| SO 3 (g) | -395,8 | 256,7 | -371,2 |
| C6H1206 (c) | -1273,0 | - | -919,5 |
| C2H5OH (g) | -277,6 | 160,7 | -174,8 |
| CO2 (g) | -393,5 | 213,7 | -394,4 |
| CO (g) | -110,5 | 197,5 | -137,1 |
| C2H4 (d) | 52,3 | 219,4 | 68,1 |
| CH 4 (g) | -74,9 | 186,2 | -50,8 |
| Fe203 (k) | -822,2 | 87,4 | -740,3 |
| FeO (k) | -264,8 | 60,8 | -244,3 |
| Fe 3 O 4 (k) | -1117,1 | 146,2 | -1014,2 |
| CS 2 (g) | 115,3 | 65,1 | 237,8 |
| P2O5 (k) | -1492 | 114,5 | -1348,8 |
| NH4CI (c) | -315,39 | 94,56 | -343,64 |
| HCl (g) | -92,3 | 186,8 | -95,2 |
| NH3 (g) | -46,2 | 192,6 | -16,7 |
| N20 (g) | 82,0 | 219,9 | 104,1 |
| NIE (g) | 90,3 | 210,6 | 86,6 |
| NO 2 (g) | 33,5 | 240,2 | 51,5 |
| N204 (g) | 9,6 | 303,8 | 98,4 |
| CuO (k) | -162,0 | 42,6 | -129,9 |
| H 2 (g) | 130,5 | ||
| C (grafit) | 5,7 | ||
| O2 (g) | 205,0 | ||
| N 2 (d) | 181,5 | ||
| Fe (k) | 27,15 | ||
| Cl2 (g) | 222,9 | ||
| KNO 3 (k) | -429,71 | 132,93 | -393,13 |
| KNO 2 (k) | -370,28 | 117,15 | -281,58 |
| K20 (k) | -361,5 | 87,0 | -193,3 |
| ZnO (k) | -350,6 | 43,6 | -320,7 |
| Al203 (k) | -1676,0 | 50,9 | -1582,0 |
| PCl 5 (g) | -369,45 | 362,9 | -324,55 |
| PCl 3 (g) | -277,0 | 311,7 | -286,27 |
| H202 (g) | -187,36 | 105,86 | -117,57 |
Rýchla reakcia je určená povahou a koncentráciou reaktantov a závisí od teploty a katalyzátora.
Zákon o hromadnej akcii: Pri konštantnej teplote je rýchlosť chemickej reakcie úmerná súčinu koncentrácie reaktantov v sile ich stechiometrických koeficientov.
Pre reakciu aA + bB = cC + dD je rýchlosť priamej reakcie:
,
miera spätnej väzby: 
kde je koncentrácia rozpustených alebo plynných zlúčenín, mol/l;
a, b, c, d - stechiometrické koeficienty v rovnici;
K je rýchlostná konštanta.
Výraz pre rýchlosť reakcie nezahŕňa koncentrácie pevných fáz.
Vplyv teploty na rýchlosť reakcie je opísaný Van't Hoffovým pravidlom: pri zahrievaní sa rýchlosť reakcie na každých 10 stupňov zvyšuje 2-4 krát.
reakčná rýchlosť pri teplotách ti a t2;
Teplotný koeficient reakcie.
Väčšina chemických reakcií je reverzibilná:
aA + bB cC + dD
pomer rýchlostných konštánt je konštantná veličina tzv rovnovážna konštanta
K p = konšt. pri T = konšt.
Le Chatelierov princíp: Ak sa na systém v chemickom rovnovážnom stave prejaví akýkoľvek účinok (zmena teploty, tlaku alebo koncentrácie), systém zareaguje takým spôsobom, že zníži aplikovaný účinok:
a) so zvýšením teploty v rovnovážnych systémoch sa rovnováha posúva smerom k endotermickej reakcii a so znížením teploty smerom k exotermickej reakcii;
b) s rastúcim tlakom sa rovnováha posúva smerom k menším objemom a s klesajúcim tlakom - k väčším objemom;
c) s nárastom koncentrácie sa rovnováha posúva smerom k jej poklesu.
Príklad 1 Určte štandardnú zmenu entalpie reakcie:
Exo- alebo endotermická daná reakcia?
Riešenie:Štandardná zmena entalpie chemickej reakcie sa rovná súčtu štandardných entalpií tvorby reakčných produktov mínus súčet štandardných entalpií tvorby východiskových látok
Pri každom súčte by sa mal brať do úvahy počet mólov látok zúčastňujúcich sa reakcie v súlade s reakčnou rovnicou. Štandardné entalpie tvorby jednoduchých látok sú nulové:
Podľa tabuľkových údajov:
Reakcie, ktoré sú sprevádzané uvoľňovaním tepla, sa nazývajú exotermické a tie, ktoré sú sprevádzané absorpciou tepla, sa nazývajú endotermické. Pri konštantnej teplote a tlaku má zmena entalpie chemickej reakcie rovnakú veľkosť, ale opačného znamienka ako jej tepelný účinok. Vzhľadom na štandardnú zmenu entalpie danej chemickej reakcie sme dospeli k záveru, že táto reakcia je exotermická.
Príklad 2 Redukčná reakcia Fe 2 O 3 s vodíkom prebieha podľa rovnice:
Fe203 (K) + 3H2 (G) = 2Fe (K) + 3H20 (G)
Je táto reakcia možná za štandardných podmienok?
Riešenie: Na zodpovedanie tejto otázky problému je potrebné vypočítať štandardnú zmenu Gibbsovej energie reakcie. Za štandardných podmienok:
Sčítanie sa vykonáva s prihliadnutím na počet modelov podieľajúcich sa na reakcii látok, pričom tvorba najstabilnejšej modifikácie jednoduchej látky sa považuje za nulovú.
S vyššie uvedeným
Podľa tabuľkových údajov:
Spontánne prebiehajúce procesy ubúdajú. Ak< 0, процесс принципиально осуществим, если >0, proces nemôže spontánne prejsť.
Preto táto reakcia nie je možná za štandardných podmienok.
Príklad 3 Napíšte výrazy pre zákon hromadnej akcie pre reakcie:
a) 2NO (G) + Cl2 (G) = 2NOCl (G)
b) CaC03 (K) = CaO (K) + C02 (G)
Riešenie: Podľa zákona o pôsobení hmoty je rýchlosť reakcie priamo úmerná súčinu koncentrácií reagujúcich látok v mocninách rovných stechiometrickým koeficientom:
a) V = k 2.
b) Keďže uhličitan vápenatý je pevná látka, ktorej koncentrácia sa počas reakcie nemení, hľadaný výraz bude:
V = k, t.j. v tomto prípade je rýchlosť reakcie pri určitej teplote konštantná.
Príklad 4 Endotermická rozkladná reakcia chloridu fosforečného prebieha podľa rovnice:
PC15 (D) = PC13 (D) + Cl2 (D); 
Ako zmeniť: a) teplotu; b) tlak; c) skoncentrovanie na posunutie rovnováhy smerom k priamej reakcii - rozkladu PCl 5? Napíšte matematický výraz pre rýchlosť priamych a spätných reakcií, ako aj rovnovážnu konštantu.
Riešenie: Posun alebo posun v chemickej rovnováhe sa nazýva zmena rovnovážnych koncentrácií reaktantov v dôsledku zmeny jednej z reakčných podmienok.
Posun v chemickej rovnováhe sa riadi Le Chatelierovým princípom, podľa ktorého zmena jednej z podmienok, za ktorých je systém v rovnováhe, spôsobí posun v rovnováhe v smere reakcie, ktorý pôsobí proti zmene derivátu.
a) Keďže rozkladná reakcia PCl 5 je endotermická, je potrebné zvýšiť teplotu, aby sa rovnováha posunula smerom k priamej reakcii.
b) Keďže rozkladom PCl 5 v tomto systéme dochádza k zväčšeniu objemu (z jednej molekuly plynu vzniknú dve molekuly plynu), tak pre posunutie rovnováhy smerom k priamej reakcii je potrebné znížiť tlak.
c) Posun rovnováhy v naznačenom smere možno dosiahnuť tak zvýšením koncentrácie PCl 5, ako aj znížením koncentrácie PCl 3 alebo Cl 2.
Podľa zákona o účinku hmôt sú rýchlosti priamych (V 1) a spätných (V 2) reakcií vyjadrené rovnicami:
V2 = k
Rovnovážna konštanta tejto reakcie je vyjadrená rovnicou:
Kontrolné úlohy:
81 - 100. a) vypočítajte štandardnú zmenu entalpie priamej reakcie a určte exo- alebo endotermickú reakciu;
b) určiť zmenu Gibbsovej energie priamej reakcie a vyvodiť záver o možnosti jej realizácie za štandardných podmienok;
c) napíšte matematický výraz pre rýchlosť doprednej a spätnej reakcie, ako aj rovnovážne konštanty;
d) ako by sa mali zmeniť podmienky, aby sa rovnováha procesu posunula doprava?
81. CH4 (g) + C02 (g) = 2CO (g) + 2H2 (g)
82. FeO (K) + CO (g) = Fe (K) + CO2 (g)
83. C2H4 (g) + 02 (g) = C02 (g) + H20 (g)
84. N2 (g) + 3H2 (g) = 2NH3 (g)
85. H20 (g) + CO (g) = CO2 (g) + H2 (g)
86. 4HCl (g) + 02 (g) = 2H20 (g) + 2Cl2 (g)
87. Fe203 (K) + 3H2 (g) = 2Fe (K) + 3H20 (g)
88. 2S02 (g) + O2 (g) = 2S03 (g)
89. PCl5 (g) = PCl3 (g) + Cl2 (g)
90. CO2 (g) + C (grafit) = 2CO (g)
91. 2H2S (g) + 302 (g) = 2S02 (g) + H20 (g)
92. Fe203 (K) + CO (g) = 2FeO (K) + CO2 (g)
93. 4NH3 (g) + 502 (g) = 4NO (g) + 6H20 (g)
94. NH4CI (K) = NH3 (g) + HCl (g)
95. CH4 (g) + 202 (g) = C02 (g) + 2H20 (g)
96. CS2 (g) + 302 (g) = C02 (g) + 2S02 (g)
97. 4HCl (g) + 02 (g) = 2Cl2 (g) + 2H20 (g)
98. 2NO (g) + O2 (g) = N204 (g)
99. NH3 (g) + HCl (g) = NH4CI (K)
100. CS2 (g) + 302 (g) = 2Cl2 (g) + 2S02 (g)
Téma 6: Riešenia. Metódy vyjadrenia koncentrácie roztokov
Riešenia Sú homogénne systémy pozostávajúce z rozpúšťadla, rozpustených látok a možných produktov ich interakcie. Koncentrácia roztoku je obsah rozpustenej látky v určitej hmotnosti alebo známom objeme roztoku alebo rozpúšťadla.
Spôsoby vyjadrenia koncentrácie roztokov:
Hmotnostný zlomok() ukazuje počet gramov rozpustenej látky v 100 g roztoku:
kde T- hmotnosť rozpustenej látky (g), T 1 - hmotnosť roztoku (g).
Molárna koncentrácia ukazuje počet mólov rozpustenej látky obsiahnutej v 1 litri roztoku:
kde M je molárna hmotnosť látky (g / mol), V je objem roztoku (l).
Molárna koncentrácia ukazuje počet mólov rozpustenej látky obsiahnutej v 1000 g rozpúšťadla: p 101-120. Nájdite hmotnostný zlomok, molárnu koncentráciu, molárnu koncentráciu pre nasledujúce roztoky:
| Možnosť | Látka (x) | Hmotnosť hmoty (x) | Objem vody | Hustota roztoku |
| CuSO 4 | 320 g | 10 l | 1,019 | |
| NaCl | 0,6 g | 50 ml | 1,071 | |
| H2SO4 | 2 g | 100 ml | 1,012 | |
| Na2S04 | 13 g | 100 ml | 1,111 | |
| HNO 3 | 12,6 g | 100 ml | 1,066 | |
| HCl | 3,6 kg | 10 kg | 1,098 | |
| NaOH | 8 g | 200 g | 1,043 | |
| MgCl2 | 190 g | 810 g | 1,037 | |
| KOH | 224 g | 776 g | 1,206 | |
| CuCl2 | 13,5 g | 800 ml | 1,012 | |
| HCl | 10,8 g | 200 g | 1,149 | |
| CuSO 4 | 8 g | 200 ml | 1,040 | |
| NaCl | 6,1 g | 600 ml | 1,005 | |
| Na2S03 | 4,2 g | 500 ml | 1,082 | |
| H2SO4 | 98 g | 1000 ml | 1,066 | |
| ZnCl2 | 13,6 g | 100 ml | 1,052 | |
| H3PO4 | 9,8 g | 1000 ml | 1,012 | |
| Ba (OH) 2 | 100 g | 900 g | 1,085 | |
| H3PO4 | 29,4 g | 600 ml | 1,023 | |
| NaOH | 28 g | 72 g | 1,309 |
"ZÁKLADY CHEMICKEJ TERMODYNAMIE, CHEMICKEJ KINETIKY A ROVNOVÁHY"
Základy chemická termodynamika
1 ... Čo študuje chemická termodynamika:
1) rýchlosť výskytu chemických premien a mechanizmy týchto premien;
2) energetické charakteristiky fyzikálnych a chemických procesov a schopnosť chemických systémov vykonávať užitočnú prácu;
3) podmienky pre posun chemickej rovnováhy;
4) vplyv katalyzátorov na rýchlosť biochemických procesov.
2. Otvorený systém je systém, ktorý:
3. Uzavretý systém je systém, ktorý:
1) nevymieňa hmotu ani energiu s prostredím;
2) vymieňa hmotu aj energiu s prostredím;
3) vymieňa energiu s prostredím, ale nevymieňa hmotu;
4) vymieňa hmotu s prostredím, ale nevymieňa energiu.
4. Izolovaný systém je systém, ktorý:
1) nevymieňa hmotu ani energiu s prostredím;
2) vymieňa hmotu aj energiu s prostredím;
3) vymieňa energiu s prostredím, ale nevymieňa hmotu;
4) vymieňa hmotu s prostredím, ale nevymieňa energiu.
5. Aký typ termodynamických systémov je roztok v uzavretej ampulke umiestnenej v termostate?
1) izolovaný;
2) otvorené;
3) zatvorené;
4) stacionárne.
6. Do akého typu termodynamických systémov patrí roztok v zatavenej ampulke?
1) izolovaný;
2) otvorené;
3) zatvorené;
4) stacionárne.
7. Do akého typu termodynamických systémov patrí živá bunka?
1) otvorený;
2) zatvorené;
3) izolované;
4) rovnováha.
8 ... Aké parametre termodynamického systému sa nazývajú extenzívne?
1) ktorého hodnota nezávisí od počtu častíc v systéme;
3) ktorých hodnota závisí od stavu agregácie systému;
9. Aké parametre termodynamického systému sa nazývajú intenzívne?
!) ktorých hodnota nezávisí od počtu častíc v systéme;
2) ktorého hodnota závisí od počtu častíc v systéme;
3) ktorých hodnota závisí od stavu agregácie;
4) ktorých hodnota závisí od času.
10 ... Stavové funkcie termodynamického systému sú také veličiny, ktoré:
1) závisí len od počiatočného a konečného stavu systému;
2) závisí od cesty procesu;
3) závisia iba od počiatočného stavu systému;
4) závisí len od konečného stavu systému.
11 ... Aké veličiny sú funkciami stavu systému: a) vnútorná energia; b) práca; c) teplo; d) entalpia; e) entropia.
3) všetky množstvá;
4) a, b, c, d.
12 ... Ktoré z nasledujúcich vlastností sú intenzívne: a) hustota; b) tlak; c) hmotnosť; d) teplota; e) entalpia; f) objem?
3) b, c, d, f;
13. Ktoré z nasledujúcich vlastností sú rozsiahle: a) hustota; b) tlak; c) hmotnosť; d) teplota; e) entalpia; f) objem?
3) b, c, d, f;
14 ... Aké formy výmeny energie medzi systémom a prostredím uvažuje termodynamika: a) teplo; b) práca; c) chemické; d) elektrické; e) mechanické; f) jadrové a solárne?
2) c, d, e, f;
3) a, c, d, e, f;
4) a, c, d, e.
15. Procesy prebiehajúce pri konštantnej teplote sa nazývajú:
1) izobarický;
2) izotermický;
3) izochorický;
4) adiabatické.
16 ... Procesy prebiehajúce pri konštantnom objeme sa nazývajú:
1) izobarický;
2) izotermický;
3) izochorický;
4) adiabatické.
17 ... Procesy prebiehajúce pri konštantnom tlaku sa nazývajú:
1) izobarický;
2) izotermický;
3) izochorický;
4) adiabatické.
18 ... Vnútorná energia systému je: 1) celá energetická rezerva systému, okrem potenciálnej energie jeho polohy a kinetickej energie systému ako celku;
2) celé zásobovanie energiou systému;
3) celá dodávka energie systému, okrem potenciálnej energie jeho polohy;
4) veličina charakterizujúca mieru neusporiadanosti v usporiadaní častíc v systéme.
19 ... Aký zákon odráža spojenie medzi prácou, teplom a vnútornou energiou systému?
1) druhý zákon termodynamiky;
2) Hessov zákon;
3) prvý zákon termodynamiky;
4) Van't Hoffov zákon.
20 ... Prvý zákon termodynamiky odráža vzťah medzi:
1) práca, teplo a vnútorná energia;
2) Gibbsova voľná energia, entalpia a entropia systému;
3) práca a teplo systému;
4) práca a vnútorná energia.
21 ... Ktorá rovnica je matematickým vyjadrením prvého zákona termodynamiky pre izolované sústavy?
l) AU = 0 2) AU = Q-p-AV 3) AG = AH-TAS
22 ... Ktorá rovnica je matematickým vyjadrením prvého zákona termodynamiky pre uzavreté systémy?
1) AU = 0; 2) AU = Q-p-AV;
3) AG = AH - T * AS;
23 ... Je vnútorná energia izolovaného systému konštantná alebo premenlivá?
1) konštantný;
2) variabilné.
24 ... V izolovanom systéme prebieha reakcia spaľovania vodíka za vzniku kvapalnej vody. Mení sa vnútorná energia a entalpia systému?
1) vnútorná energia sa nezmení, zmení sa entalpia;
2) vnútorná energia sa zmení, entalpia sa nezmení;
3) vnútorná energia sa nezmení, entalpia sa nezmení;
4) zmení sa vnútorná energia, zmení sa entalpia.
25 ... Za akých podmienok sa zmena vnútornej energie rovná teplu prijatému systémom z okolia?
1) pri konštantnom objeme;
3) pri konštantnom tlaku;
4) za žiadnych okolností.
26 ... Tepelný efekt reakcie s konštantným objemom sa nazýva zmena:
1) entalpia;
2) vnútorná energia;
3) entropia;
4) Gibbsova voľná energia.
27 ... Entalpia reakcie je:
28. Chemické procesy, pri ktorých klesá entalpia systému a teplo sa uvoľňuje do vonkajšieho prostredia, sa nazývajú:
1) endotermický;
2) exotermický;
3) exergonický;
4) endergonické.
29 ... Za akých podmienok sa zmena entalpie rovná teplu prijatému systémom z prostredia?
1) pri konštantnom objeme;
2) pri konštantnej teplote;
3) pri konštantnom tlaku;
4) za žiadnych okolností.
30 ... Tepelný účinok reakcie konštantného tlaku sa nazýva zmena:
1) vnútorná energia;
2) žiadna z predchádzajúcich definícií nie je správna;
3) entalpia;
4) entropia.
31. Aké procesy sa nazývajú endotermické?
32 ... Aké procesy sa nazývajú exotermické?
1) pre ktoré je AN záporné;
2) pre ktoré je AG záporné;
3) pre ktoré je AN kladné;
4) pre ktoré je AG kladné.
33 ... Uveďte znenie Hessovho zákona:
1) tepelný účinok reakcie závisí len od počiatočného a konečného stavu systému a nezávisí od dráhy reakcie;
2) teplo absorbované systémom pri konštantnom objeme sa rovná zmene vnútornej energie systému;
3) teplo absorbované systémom pri konštantnom tlaku sa rovná zmene entalpie systému;
4) tepelný účinok reakcie nezávisí od počiatočného a konečného stavu systému, ale závisí od dráhy reakcie.
34. Aký zákon je základom výpočtu obsahu kalórií v potravinách?
1) Van't Hoffa;
3) Sechenov;
35. Pri oxidácii ktorých látok v podmienkach tela sa uvoľňuje viac energie?
1) proteíny;
3) sacharidy;
4) sacharidy a bielkoviny.
36 ... Spontánny je proces, ktorý:
1) uskutočnené bez pomoci katalyzátora;
2) sprevádzané uvoľňovaním tepla;
3) vykonáva sa bez spotreby energie zvonku;
4) postupuje rýchlo.
37 ... Entropia reakcie je:
1) množstvo tepla, ktoré sa uvoľní alebo absorbuje počas chemickej reakcie za izobaricko-izotermických podmienok;
2) množstvo tepla, ktoré sa uvoľní alebo absorbuje počas chemickej reakcie za izochoricko-izotermických podmienok;
3) hodnota charakterizujúca možnosť spontánneho toku procesu;
4) veličina charakterizujúca mieru neusporiadanosti v usporiadaní a pohybe častíc v systéme.
38 ... Akú funkciu stavu charakterizuje tendencia systému dosiahnuť pravdepodobný stav, ktorý zodpovedá maximálnej náhodnosti rozloženia častíc?
1) entalpia;
2) entropia;
3) Gibbsova energia;
4) vnútorná energia.
39 ... Aký je pomer entropií troch agregovaných stavov jednej látky: plyn, kvapalina, tuhá látka:
I) S (g) > S (g) > S (tv); 2) S (tv) > S (1) > S (g); 3) S (g) > S (g) > S (TB); 4) stav agregácie neovplyvňuje hodnotu entropie.
40 ... V ktorom z nasledujúcich procesov by sa mala pozorovať najväčšia pozitívna zmena entropie:
1) CH30H (tv) -> CH, OH (g);
2) CH40H (s) -> CH30H (1);
3) CH, OH (g) -> CH40H (s);
4) CH, OH (g) -> CH30H (tv).
41 ... Vyberte správne tvrdenie: entropia systému sa zvyšuje s:
1) zvýšenie tlaku;
2) prechod z kvapalného do tuhého stavu agregácie
3) zvýšenie teploty;
4) prechod z plynného do kvapalného skupenstva.
42. Akú termodynamickú funkciu možno použiť na predpovedanie možnosti spontánnej reakcie v izolovanom systéme?
1) entalpia;
2) vnútorná energia;
3) entropia;
4) potenciálna energia systému.
43 ... Ktorá rovnica je matematickým vyjadrením 2. termodynamického zákona pre izolované sústavy?
44 ... Ak systém reverzibilne prijíma množstvo tepla Q pri teplote T, potom asi T;
2) zvyšuje sa o hodnotu Q / T;
3) zvyšuje sa o hodnotu väčšiu ako Q / T;
4) sa zvýši o množstvo menšie ako Q/T.
45 ... V izolovanom systéme dochádza samovoľne k chemickej reakcii za vzniku určitého množstva produktu. Ako sa mení entropia takéhoto systému?
1) zvyšuje
2) klesá
3) sa nemení
4) dosiahne minimálnu hodnotu
46 ... Uveďte, v ktorých procesoch a za akých podmienok sa môže zmena entropie rovnať práci procesu?
1) v izobarickej, pri konštante P a T;
2) izochoricky, pri konštante V a T;
H) zmena entropie sa nikdy nerovná práci; 4) v izotermickej, pri konštantnej P a 47 ... Ako sa bude meniť viazaná energia sústavy TS pri ohreve a pri jej kondenzácii?
1) pri zahrievaní rastie, pri kondenzácii klesá;
2) klesá s ohrevom, zvyšuje sa s kondenzáciou;
3) nedochádza k žiadnej zmene v T-S;
4) pri zahrievaní a kondenzácii rastie.
48 ... Aké parametre systému treba udržiavať konštantné, aby sa podľa znamienka zmeny entropie dalo posúdiť smer samovoľného priebehu procesu?
1) tlak a teplota;
2) objem a teplota;
3) vnútorná energia a objem;
4) iba teplota.
49 ... V izolovanom systéme majú všetky spontánne procesy tendenciu zvyšovať poruchu. Ako sa mení entropia?
1) nemení sa;
2) zvyšuje;
3) klesá;
4) najprv sa zvyšuje a potom klesá.
50 ... Entropia sa zvyšuje o Q / T pre:
1) reverzibilný proces;
2) nezvratný proces;
3) homogénne;
4) heterogénne.
51 Ako sa mení entropia systému v dôsledku priamych a spätných reakcií počas syntézy amoniaku?
3) entropia sa počas reakcie nemení;
4) entropia sa zvyšuje pre reakcie dopredu a dozadu.
52 ... Ktoré súčasne pôsobiace faktory určujú smer chemického procesu?
1) entalpia a teplota;
2) entalpia a entropia;
3) entropia a teplota;
4) zmena Gibbsovej energie a teploty.
53. V izobaricko-izotermických podmienkach maximálna práca vykonaná systémom:
1) sa rovná poklesu Gibbsovej energie;
2) väčšia strata Gibbsovej energie;
3) menšia strata Gibbsovej energie;
4) sa rovná poklesu entalpie.
54 ... Aké podmienky je potrebné dodržať, aby sa vďaka strate Gibbsovej energie vykonala v systéme maximálna práca?
1) je potrebné udržiavať konštantné V a t;
2) je potrebné udržiavať konštantné P at;
3) je potrebné udržiavať konštantné AH a AS;
4) je potrebné udržiavať konštantné hodnoty P a V
55 ... Ako sa vykonáva maximálna užitočná práca chemickej reakcie pri konštantnom tlaku a teplote?
1) v dôsledku poklesu Gibbsovej energie;
3) v dôsledku zvýšenia entalpie;
4) v dôsledku poklesu entropie.
56. Vďaka čomu je maximálna užitočná práca vykonaná živým organizmom v izobaricko-izotermických podmienkach?
1) v dôsledku poklesu entalpie;
2) zvýšením entropie;
3) v dôsledku straty Gibbsovej energie;
4) zvýšením Gibbsovej energie.
57 ... Aké procesy sa nazývajú endergonické?
58. Aké procesy sa nazývajú exergonické?
2) AG 0; 4) AG> 0.
59. Spontánna povaha procesu sa najlepšie určí posúdením:
1) entropia;
3) entalpia;
2) Gibbsova voľná energia;
4) teplota.
60 ... Akú termodynamickú funkciu možno použiť na predpovedanie možnosti spontánnych procesov v živom organizme?
1) entalpia;
3) entropia;
2) vnútorná energia;
4) Gibbsova voľná energia.
61 ... Pre reverzibilné procesy zmena Gibbsovej voľnej energie ...
1) vždy sa rovná nule;
2) vždy negatívne;
3) vždy pozitívne;
62 ... Pre nevratné procesy zmena voľnej energie:
1) vždy sa rovná nule;
2) vždy negatívne;
3) vždy pozitívne;
4) pozitívne alebo negatívne, v závislosti od okolností.
63. V izobaricko-izotermických podmienkach môžu v systéme spontánne nastať iba také procesy, v dôsledku ktorých Gibbsova energia:
1) nemení sa;
2) zvyšuje;
3) klesá;
4) dosiahne svoju maximálnu hodnotu.
64 ... Pre nejakú chemickú reakciu v plynnej fáze pri konštante P a TAG> 0. V akom smere táto reakcia spontánne prebieha?
D) v smere dopredu;
2) nemôže pokračovať za daných podmienok;
3) v opačnom smere;
4) je v rovnovážnom stave.
65 ... Čo je znakom AG procesu topenia ľadu pri 263 K?
66 ... V ktorom z nasledujúcich prípadov nie je reakcia možná pri všetkých teplotách?
1) AH > 0; AS > 0; 2) AH > 0;
3) A # 4) AH = 0; AS = 0.
67. V ktorom z nasledujúcich prípadov je možná reakcia pri akejkoľvek teplote?
1) DH 0; 2) AH 0; AS > 0; 4) AH = 0, AS = 0.
68 ... Ak AN
1) [AN]>;
2) v akomkoľvek pomere AH a TAS; 3) (AH]
4) [AH] = [T-A S].
69 ... Pri akých hodnotách znamienka AH a AS sú v systéme možné len exotermické procesy?
70. Pri akých pomeroch AN a T * AS smeruje chemický proces k endotermickej reakcii:
71 ... Pri akých konštantných termodynamických parametroch môže zmena entalpie slúžiť ako kritérium pre smer spontánneho procesu? Aký znak DH za týchto podmienok naznačuje spontánny proces?
1) pri konštantách S a P, AH
3) s konštantným Put, AH
2) pri konštante 5 a P, AH > 0; 4) pri konštantnom Vn t, AH > 0.
72 ... Je možné a v akých prípadoch podľa znamienka zmeny entalpie v priebehu chemickej reakcie posúdiť možnosť jej výskytu pri konštante T a P1
1) je možné, ak ЛЯ »T-AS;
2) za daných podmienok je to nemožné;
3) je možné, ak „T-AS;
4) je možné, ak AH = T-AS.
73 ... Reakcia 3N2 + N2 -> 2NH3 sa uskutočňuje pri 110 °C, takže všetky činidlá a produkty sú v plynnej fáze. Ktoré z nasledujúcich hodnôt sa zachovajú počas reakcie?
2) entropia;
3) entalpia;
74 ... Ktoré z nasledujúcich tvrdení platia pre reakcie prebiehajúce za štandardných podmienok?
1) endotermické reakcie nemôžu prebiehať spontánne;
2) endotermické reakcie môžu prebiehať pri dostatočne nízkych teplotách;
3) endotermické reakcie môžu prebiehať pri vysokých teplotách, ak AS > 0;
4) endotermické reakcie môžu prebiehať pri vysokých teplotách, ak AS
75 ... Aké sú znaky biochemických procesov: a) dodržiavať princíp konjugácie energie; b) zvyčajne reverzibilné; c) komplexné; d) iba exergonické (AG
1) a, b, c, d;
2) b, c, d; 3) a, 6, c; 4) v, d.
76 ... Exergonické reakcie v tele prebiehajú spontánne, pretože:
77 ... Endergonické reakcie v organizme vyžadujú prísun energie, pretože: 1) AG> 0;
78 ... Bude tento proces prebiehať počas hydrolýzy akéhokoľvek peptidu AH 0 spontánne?
1) bude, pretože AG> 0;
3) nebude, pretože AG> 0;
2) bude, keďže AG
4) nebude, keďže AG
79 ... Obsah kalórií živín sa nazýva energia:
1) uvoľnené počas úplnej oxidácie 1 g živín;
2) uvoľnené počas úplnej oxidácie 1 mol živín;
3) nevyhnutné na úplnú oxidáciu 1 g živín;
4) 1 mol živín potrebných na úplnú oxidáciu.
80 ... Pre proces tepelnej denaturácie mnohých enzýmov, LA> 0 a AS> 0. Môže tento proces prebiehať spontánne?
1) môže pri vysokých teplotách, pretože \ T-AS \> | HELL];
2) môže pri nízkych teplotách, pretože \ T-AS \
3) nemôže, pretože \ T-AS \> | AH];
4) nemôže, pretože \ T-AS \
81 ... Pre proces tepelnej hydratácie mnohých AN proteínov
1) môže pri dostatočne nízkych teplotách, pretože | AH | > \ T-AS \;
2) môže pri dostatočne nízkych teplotách, pretože | АЯ |
3) plechovka pri vysokých teplotách, pretože | AH)
4) nemôže pri žiadnych teplotách.
ProgramParametre chemický reakcie, chemický rovnováha; - vypočítať tepelné účinky a rýchlosť chemický reakcie ... reakcie; - základy fyzikálna a koloidná chémia, chemický kinetika, elektrochémia, chemický termodynamika a termochémia; ...
Úlohy odbornej činnosti absolventa. Kompetencie absolventa, ktoré vznikli ako výsledok rozvoja vzdelávacej inštitúcie vyššieho vzdelávania. Dokumenty upravujúce obsah a organizáciu vzdelávacieho procesu pri realizácii oop VPO (3)
nariadeniaModul 2. Základné fyzikálne chemický vzory prúdenia chemický procesy Základy chemický termodynamika. Základy chemický kinetika. Chemický rovnováha... Modul 3.. Základy chémia roztokov Všeobecné ...
Tento návod môže slúžiť na samostatnú prácu študentom nechemických odborov
dokumentJednoduché látky. V tomto základ v chemický termodynamika vytvoril systém na výpočet tepelných účinkov ..., Cr2O3? TÉMA 2. CHEMICKÝ KINETIKY A CHEMICKÝ ROVNOVÁHA Ako bolo uvedené vyššie, chemický termodynamika umožňuje predpovedať základné ...
Pracovný program odboru chémia smer prípravy
Pracovný program4.1.5. Redoxné procesy. Základy elektrochémia Redoxné procesy. ... Metódy kvantifikácie zloženia roztokov. 5 Chemický termodynamika 6 Kinetika a rovnováha... 7 Disociácia, pH, hydrolýza 8 ...
1. Rýchlosť chemických reakcií. Definícia pojmu. Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie: koncentrácia činidla, tlak, teplota, prítomnosť katalyzátora. Zákon masovej akcie (MWL) ako základný zákon chemická kinetika... Konštantná rýchlosť, jej fyzikálny význam. Vplyv na reakčnú rýchlostnú konštantu povahy reaktantov, teploty a prítomnosti katalyzátora.
Rýchlosť homogénnej reakcie je hodnota, ktorá sa číselne rovná zmene molárnej koncentrácie ktoréhokoľvek účastníka reakcie za jednotku času.
Priemerná rýchlosť reakcie vcf v časovom intervale od t 1 do t 2 je určená pomerom:
Hlavné faktory ovplyvňujúce rýchlosť homogénnej chemickej reakcie:
- - povaha reagujúcich látok;
- - molárne koncentrácie činidiel;
- - tlak (ak sú do reakcie zapojené plyny);
- - teplota;
- - prítomnosť katalyzátora.
Rýchlosť heterogénnej reakcie je hodnota, ktorá sa číselne rovná zmene chemického množstva ktoréhokoľvek účastníka reakcie za jednotku času na jednotku plochy rozhrania:.
Z hľadiska stagingu sa chemické reakcie delia na jednoduché (elementárne) a zložité. Väčšina chemických reakcií sú zložité procesy, ktoré prebiehajú v niekoľkých fázach, t.j. pozostáva z niekoľkých základných procesov.
Pre elementárne reakcie platí zákon efektívnych hmotností: rýchlosť elementárnej chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií reagujúcich látok v mocninách rovných stechiometrickým koeficientom v reakčnej rovnici.
Pre elementárnu reakciu aA + bB> ... je rýchlosť reakcie podľa zákona o pôsobení hmoty vyjadrená pomerom:
kde c (A) ac (B) sú molárne koncentrácie reaktantov A a B; a a b sú zodpovedajúce stechiometrické koeficienty; k je rýchlostná konštanta tejto reakcie.
Pre heterogénne reakcie rovnica zákona o pôsobení hmoty zahŕňa koncentráciu nie všetkých činidiel, ale iba plynných alebo rozpustených. Takže pre reakciu horiaceho uhlíka:
C (c) + O2 (g) > CO2 (g)
rovnica rýchlosti má tvar:.
Fyzikálny význam rýchlostnej konštanty je taký, že sa číselne rovná rýchlosti chemickej reakcie pri koncentráciách reaktantov rovných 1 mol/dm 3.
Rýchlostná konštanta homogénnej reakcie závisí od povahy reaktantov, teploty a katalyzátora.
2. Vplyv teploty na rýchlosť chemickej reakcie. Teplotný koeficient rýchlosti chemickej reakcie. Aktívne molekuly. Distribučná krivka molekúl podľa ich kinetickej energie. Aktivačná energia. Pomer hodnôt aktivačnej energie a energie chemickej väzby v pôvodných molekulách. Prechodný stav alebo aktivovaný komplex. Aktivačná energia a reakčné teplo (energetická schéma). Závislosť teplotného koeficientu rýchlosti reakcie od hodnoty aktivačnej energie.
Keď teplota stúpa, rýchlosť chemickej reakcie sa zvyčajne zvyšuje. Hodnota, ktorá ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši so zvýšením teploty o 10 stupňov (alebo, čo je rovnaké, o 10 K), sa nazýva teplotný koeficient rýchlosti chemickej reakcie (r):
kde - hodnoty reakčnej rýchlosti pri teplotách T2 a T1; d - teplotný koeficient rýchlosti reakcie.
Závislosť rýchlosti reakcie od teploty približne určuje Van't Hoffovo pravidlo: so zvýšením teploty o každých 10 stupňov sa rýchlosť chemickej reakcie zvyšuje 2-4 krát.
Presnejší popis závislosti rýchlosti reakcie od teploty je realizovateľný v rámci Arrheniusovej aktivačnej teórie. Podľa tejto teórie môže dôjsť k chemickej reakcii, keď sa zrazia iba aktívne častice. Častice sa nazývajú aktívne, ak majú určitú charakteristiku danej reakcie, energiu potrebnú na prekonanie odpudivých síl, ktoré vznikajú medzi elektrónovými obalmi reagujúcich častíc. Podiel aktívnych častíc sa zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou.
Aktivovaný komplex je prechodné nestabilné zoskupenie vytvorené počas kolízie aktívnych častíc a nachádza sa v stave redistribúcie väzieb. Pri rozklade aktivovaného komplexu vznikajú reakčné produkty.
Aktivačná energia E a sa rovná rozdielu medzi priemernou energiou reagujúcich častíc a energiou aktivovaného komplexu.
Pre väčšinu chemických reakcií je aktivačná energia menšia ako disociačná energia najslabších väzieb v molekulách reagujúcich látok.
V teórii aktivácie je vplyv teploty na rýchlosť chemickej reakcie opísaný Arrheniovou rovnicou pre rýchlostnú konštantu chemickej reakcie:
kde A je konštantný faktor, nezávislý od teploty, určený povahou reagujúcich látok; e je základ prirodzeného logaritmu; E a - aktivačná energia; R je molárna plynová konštanta.
Ako vyplýva z Arrheniovej rovnice, čím nižšia je aktivačná energia, tým väčšia je konštanta rýchlosti reakcie. Aj mierny pokles aktivačnej energie (napríklad pri pridaní katalyzátora) vedie k výraznému zvýšeniu reakčnej rýchlosti.
Podľa Arrheniovej rovnice zvýšenie teploty vedie k zvýšeniu rýchlostnej konštanty chemickej reakcie. Čím je hodnota Ea nižšia, tým je vplyv teploty na rýchlosť reakcie zreteľnejší, a preto je teplotný koeficient rýchlosti reakcie väčší.
3. Vplyv katalyzátora na rýchlosť chemickej reakcie. Homogénna a heterogénna katalýza. Prvky teórie homogénnej katalýzy. Stredná teória. Prvky teórie heterogénnej katalýzy. Aktívne centrá a ich úloha v heterogénnej katalýze. Koncept adsorpcie. Vplyv katalyzátora na aktivačnú energiu chemickej reakcie. Katalýza v prírode, priemysle, technike. Biochemická katalýza. Enzýmy.
Katalýza je zmena rýchlosti chemickej reakcie pod vplyvom látok, ktorých množstvo a povaha zostávajú po ukončení reakcie rovnaké ako pred reakciou.
Katalyzátor je látka, ktorá mení rýchlosť chemickej reakcie, ale zostáva chemicky nezmenená.
Pozitívny katalyzátor urýchľuje reakciu; negatívny katalyzátor alebo inhibítor spomaľuje reakciu.
Vo väčšine prípadov sa účinok katalyzátora vysvetľuje tým, že znižuje aktivačnú energiu reakcie. Každý z medziprocesov zahŕňajúcich katalyzátor prebieha s nižšou aktivačnou energiou ako nekatalyzovaná reakcia.
Pri homogénnej katalýze tvoria katalyzátor a reaktanty jednu fázu (roztok). Pri heterogénnej katalýze sú katalyzátor (zvyčajne pevná látka) a reaktanty v rôznych fázach.
V priebehu homogénnej katalýzy tvorí katalyzátor s činidlom medziproduktovú zlúčeninu, ktorá reaguje vysokou rýchlosťou s druhým činidlom alebo sa rýchlo rozkladá za uvoľňovania reakčného produktu.
Príklad homogénnej katalýzy: oxidácia oxidu sírového (IV) na oxid sírový (VI) kyslíkom pri dusitom spôsobe výroby kyseliny sírovej (tu je katalyzátorom oxid dusnatý (II), ktorý ľahko reaguje s kyslíkom).
Pri heterogénnej katalýze prebieha reakcia na povrchu katalyzátora. Počiatočnými štádiami sú difúzia častíc činidla do katalyzátora a ich adsorpcia (t.j. absorpcia) povrchom katalyzátora. Molekuly činidla interagujú s atómami alebo skupinami atómov umiestnenými na povrchu katalyzátora a vytvárajú medziproduktové povrchové zlúčeniny. Redistribúcia elektrónovej hustoty, ku ktorej dochádza v takýchto medziproduktoch, vedie k tvorbe nových látok, ktoré sú desorbované, t.j. odstránené z povrchu.
K tvorbe medziproduktových povrchových zlúčenín dochádza na aktívnych miestach katalyzátora.
Príkladom heterogénnej katalýzy je zvýšenie rýchlosti oxidácie oxidu sírového (IV) na oxid sírový (VI) kyslíkom v prítomnosti oxidu vanádu (V).
Príklady katalytických procesov v priemysle a technike: syntéza amoniaku, syntéza kyseliny dusičnej a sírovej, krakovanie a reformovanie ropy, dodatočné spaľovanie produktov nedokonalého spaľovania benzínu v automobiloch atď.
Príklady katalytických procesov v prírode sú početné, pretože väčšina biochemických reakcií vyskytujúcich sa v živých organizmoch sú katalytické reakcie. Tieto reakcie sú katalyzované proteínovými látkami nazývanými enzýmy. Ľudské telo obsahuje asi 30 000 enzýmov, z ktorých každý katalyzuje procesy len jedného typu (napríklad ptyalín zo slín katalyzuje len premenu škrobu na glukózu).
4. Chemická rovnováha. Reverzibilné a nevratné chemické reakcie. Chemický rovnovážny stav. Chemická rovnovážna konštanta. Faktory, ktoré určujú hodnotu rovnovážnej konštanty: povaha reagujúcich látok a teplota. Posun v chemickej rovnováhe. Vplyv zmien koncentrácie, tlaku a teploty na polohu chemickej rovnováhy.
Chemické reakcie, v dôsledku ktorých sa východiskové materiály úplne premenia na reakčné produkty, sa nazývajú ireverzibilné. Reakcie prebiehajúce súčasne v dvoch opačných smeroch (dopredu a dozadu) sa nazývajú reverzibilné.
Pri reverzibilných reakciách sa stav systému, v ktorom sú rýchlosti priamych a spätných reakcií rovnaké (), nazýva stav chemickej rovnováhy. Chemická rovnováha je dynamická, to znamená, že jej nastolenie neznamená ukončenie reakcie. Vo všeobecnosti platí, že pre akúkoľvek reverzibilnú reakciu aA + bB - dD + eE, bez ohľadu na jej mechanizmus, je splnený nasledujúci vzťah:
Keď sa vytvorí rovnováha, súčin koncentrácií reakčných produktov, vztiahnutý na súčin koncentrácií východiskových látok, pre danú reakciu pri danej teplote je konštantná hodnota nazývaná rovnovážna konštanta (K).
Hodnota rovnovážnej konštanty závisí od charakteru reagujúcich látok a teploty, nezávisí však od koncentrácií zložiek rovnovážnej zmesi.
Zmeny podmienok (teplota, tlak, koncentrácia), za ktorých je systém v stave chemickej rovnováhy (), spôsobujú nerovnováhu. V dôsledku nerovnakých zmien rýchlostí priamych a spätných reakcií () v priebehu času sa v systéme ustanoví nová chemická rovnováha () zodpovedajúca novým podmienkam. Prechod z jedného rovnovážneho stavu do druhého sa nazýva posun alebo posunutie rovnovážnej polohy.
Ak sa pri prechode z jedného rovnovážneho stavu do druhého zvýšia koncentrácie látok zapísaných na pravej strane reakčnej rovnice, hovoria, že rovnováha sa posúva doprava. Ak sa pri prechode z jedného rovnovážneho stavu do druhého zvýšia koncentrácie látok zapísaných na ľavej strane reakčnej rovnice, hovoria, že rovnováha sa posúva doľava.
Smer posunu chemickej rovnováhy v dôsledku zmien vonkajších podmienok určuje Le Chatelierov princíp: Ak na systém v stave chemickej rovnováhy pôsobí vonkajší vplyv (zmena teploty, tlaku alebo koncentrácie látok) , potom uprednostňuje tok jedného z dvoch opačných procesov, čo oslabuje tento efekt.
Podľa princípu Le Chatelier:
Zvýšenie koncentrácie zložky zapísanej na ľavej strane rovnice vedie k posunu rovnováhy doprava; zvýšenie koncentrácie zložky napísanej na pravej strane rovnice vedie k posunu rovnováhy doľava;
So zvyšovaním teploty sa rovnováha posúva k priebehu endotermickej reakcie a s poklesom teploty k priebehu exotermickej reakcie;
- - So zvyšujúcim sa tlakom sa rovnováha posúva smerom k reakcii, čím sa znižuje počet molekúl plynných látok v systéme a s klesajúcim tlakom smerom k strane reakcie, čím sa zvyšuje počet molekúl plynných látok.
- 5. Fotochemické a reťazové reakcie. Charakteristiky priebehu fotochemických reakcií. Fotochemické reakcie a divoká zver. Nerozvetvené a rozvetvené chemické reakcie (napríklad reakcie tvorby chlorovodíka a vody z jednoduchých látok). Podmienky iniciácie a ukončenia reťazcov.
Fotochemické reakcie sú reakcie, ktoré prebiehajú pod vplyvom svetla. Fotochemická reakcia prebieha, ak činidlo absorbuje kvantá žiarenia, vyznačujúce sa energiou celkom určitou pre danú reakciu.
V prípade niektorých fotochemických reakcií, absorbujúcich energiu, prechádzajú molekuly činidla do excitovaného stavu, t.j. stať sa aktívnym.
V iných prípadoch dochádza k fotochemickej reakcii, ak sa absorbujú kvantá tak vysokej energie, že sa chemické väzby prerušia a molekuly sa disociujú na atómy alebo skupiny atómov.
Čím vyššia je intenzita ožiarenia, tým vyššia je rýchlosť fotochemickej reakcie.
Príkladom fotochemickej reakcie v živej prírode je fotosyntéza, t.j. tvorba organických látok buniek v dôsledku energie svetla. Vo väčšine organizmov prebieha fotosyntéza za účasti chlorofylu; v prípade vyšších rastlín je fotosyntéza zhrnutá rovnicou:
CO 2 + H 2 O organická hmota + O 2
Fungovanie procesov videnia je tiež založené na fotochemických procesoch.
Reťazová reakcia - reakcia, ktorá je reťazcom elementárnych aktov interakcie, pričom možnosť každého aktu interakcie závisí od úspechu predchádzajúceho aktu.
Fázami reťazovej reakcie sú iniciácia reťazca, vývoj reťazca a ukončenie reťazca.
Vznik obvodu nastáva vtedy, keď vplyvom vonkajšieho zdroja energie (kvantum elektromagnetického žiarenia, zahrievanie, elektrický výboj) sa aktívne častice s nepárové elektróny(atómy, voľné radikály).
Počas vývoja reťazca radikály interagujú s pôvodnými molekulami a pri každom akte interakcie vznikajú nové radikály.
K ukončeniu reťazca dochádza, keď sa dva radikály zrazia a prenesú energiu uvoľnenú počas tohto procesu do tretieho telesa (molekuly, ktorá je odolná voči rozpadu, alebo stene cievy). Reťazec sa môže pretrhnúť aj vtedy, ak sa vytvorí radikál s nízkou aktivitou.
Existujú dva typy reťazových reakcií – nerozvetvené a rozvetvené.
Pri nerozvetvených reakciách v štádiu vývoja reťazca vzniká z každého reaktívneho radikálu jeden nový radikál.
Pri rozvetvených reakciách v štádiu vývoja reťazca vznikajú z jedného reaktívneho radikálu 2 alebo viac nových radikálov.
6. Faktory určujúce smer chemickej reakcie. Prvky chemickej termodynamiky. Pojmy: fáza, systém, prostredie, makro- a mikrostavy. Základné termodynamické charakteristiky. Vnútorná energia systému a jej zmena v priebehu chemických premien. Entalpia. Pomer entalpie a vnútornej energie systému. Štandardná entalpia látky. Zmena entalpie v systémoch počas chemických premien. Tepelný účinok (entalpia) chemickej reakcie. Exo- a endotermické procesy. Termochémia. Hessov zákon. Termochemické výpočty.
Termodynamikaštuduje zákonitosti výmeny energie medzi systémom a vonkajším prostredím, možnosť, smer a limity samovoľného priebehu chemických procesov.
Termodynamický systém (alebo jednoducho systém) je telo alebo skupina interagujúcich telies mentálne identifikovaných v priestore. Zvyšok priestoru mimo systému sa nazýva prostredie (alebo len prostredie). Systém je oddelený od okolia reálnou alebo imaginárnou plochou.
Homogénny systém pozostáva z jednej fázy, heterogénny systém pozostáva z dvoch alebo viacerých fáz.
Fáza je časť systému, ktorá je homogénna vo všetkých bodoch chemického zloženia a vlastností a je oddelená od ostatných častí systému rozhraním.
Stav systému je charakterizovaný celým súborom jeho fyzických a chemické vlastnosti... Makrostav je určený spriemerovanými parametrami celej sady častíc v systéme a mikrostav je určený parametrami každej jednotlivej častice.
Nezávislé premenné, ktoré určujú makrostav systému, sa nazývajú termodynamické premenné alebo stavové parametre. Ako stavové parametre sa zvyčajne volí teplota T, tlak p, objem V, chemické množstvo n, koncentrácia c atď.
Fyzikálna veličina, ktorej hodnota závisí len od parametrov stavu a nezávisí od dráhy prechodu do daného stavu, sa nazýva stavová funkcia. Funkcie štátu sú najmä:
U - vnútorná energia;
H je entalpia;
S - entropia;
G - Gibbsova energia (voľná energia alebo izobaricko-izotermický potenciál).
Vnútorná energia systému U je jeho celková energia, ktorá pozostáva z kinetickej a potenciálnej energie všetkých častíc systému (molekúl, atómov, jadier, elektrónov) bez zohľadnenia kinetickej a potenciálnej energie systému ako celku. . Keďže úplný prehľad všetkých týchto zložiek nie je možný, pri termodynamickej štúdii systému sa uvažuje o zmene jeho vnútornej energie počas prechodu z jedného stavu (U 1) do druhého (U 2):
U 1 U 2 U = U 2 - U1
Zmenu vnútornej energie systému je možné určiť experimentálne.
Systém si môže vymieňať energiu (teplo Q) s okolím a robiť prácu A, alebo naopak, pracovať na systéme. Podľa prvého zákona termodynamiky, ktorý je dôsledkom zákona o zachovaní energie, teplo prijaté systémom môže byť použité iba na zvýšenie vnútornej energie systému a na vykonanie práce systému:
Q = U + A
Ďalej budeme uvažovať o vlastnostiach takých systémov, na ktoré nepôsobia iné sily ako sily vonkajšieho tlaku.
Ak proces v systéme prebieha pri konštantnom objeme (t.j. nepracuje sa proti silám vonkajšieho tlaku), potom A = 0. Potom sa tepelný efekt procesu prebiehajúceho pri konštantnom objeme Q v rovná zmena vnútornej energie systému:
Väčšina chemických reakcií, s ktorými sa človek musí v bežnom živote vysporiadať, prebieha pod neustálym tlakom (izobarické procesy). Ak na systém nepôsobia iné sily ako konštantný vonkajší tlak, potom:
A = p (V2 - V 1 ) = pV
Preto v našom prípade (p = const):
Qp= U + pV
Qp = U 2 - U 1 + p (V 2 - V 1 ), kde
Qp = (U 2 + pV 2 ) - (U 1 + pV 1 ).
Funkcia U + pV sa nazýva entalpia; označuje sa písmenom N. Entalpia je funkciou stavu a má rozmer energie (J).
Qp= H 2 - H 1 = H,
to znamená, že tepelný účinok reakcie pri konštantnom tlaku a teplote T sa rovná zmene entalpie systému počas reakcie. Závisí od povahy činidiel a produktov, ich fyzikálneho stavu, podmienok (T, p) reakcie, ako aj od množstva látok zúčastňujúcich sa reakcie.
Entalpia reakcie je zmena entalpie systému, v ktorom reaktanty interagujú v množstvách rovných stechiometrickým koeficientom v reakčnej rovnici.
Entalpia reakcie sa nazýva štandardná, ak sú reaktanty a reakčné produkty v štandardných stavoch.
Štandardný stav látky je agregovaný stav alebo kryštalická forma látky, v ktorej je termodynamicky najstabilnejšia za štandardných podmienok (T = 25 o C alebo 298 K; p = 101,325 kPa).
Za štandardný stav látky existujúcej pri 298 K v tuhej forme sa považuje jej čistý kryštál pod tlakom 101,325 kPa; v kvapalnej forme - čistá kvapalina pod tlakom 101,325 kPa; v plynnej forme - plyn s vlastným tlakom 101,325 kPa.
Pre rozpustenú látku sa jej stav v roztoku pri molalite 1 mol / kg považuje za štandardný a predpokladá sa, že roztok má vlastnosti nekonečne zriedeného roztoku.
Štandardná entalpia reakcie na vznik 1 mol danej látky z jednoduchých látok v ich štandardných stavoch sa nazýva štandardná entalpia vzniku tejto látky.
Príklad záznamu: (CO 2) = - 393,5 kJ / mol.
Štandardná entalpia tvorby jednoduchej látky, ktorá je v najstabilnejšom (pre dané p a T) agregovanom stave, sa rovná 0. Ak prvok tvorí niekoľko alotropných modifikácií, potom len najstabilnejšia (pre dané p a T) modifikácia má nulovú štandardnú entalpiu tvorby.
Zvyčajne termodynamické veličiny stanovené za štandardných podmienok:
p = 101,32 kPa a T = 298 K (25 asi C).
Chemické rovnice, ktoré označujú zmeny entalpie (tepelné účinky reakcií), sa nazývajú termochemické rovnice. V literatúre môžete nájsť dve formy písania termochemických rovníc.
Termodynamická forma zápisu termochemickej rovnice:
C (grafit) + 02 (g) C02 (g); = - 393,5 kJ.
Termochemická forma zápisu termochemickej rovnice toho istého procesu:
C (grafit) + O2 (g) CO2 (g) + 393,5 kJ.
V termodynamike sa tepelné účinky procesov posudzujú z hľadiska systému. Preto, ak systém vydáva teplo, potom Q< 0, а энтальпия системы уменьшается (ДH < 0).
V klasickej termochémii sa tepelné účinky posudzujú z hľadiska prostredia. Ak teda systém vyžaruje teplo, potom sa predpokladá, že Q> 0.
Exotermický je proces, pri ktorom sa uvoľňuje teplo (DH< 0).
Endotermický je proces, ktorý prebieha absorpciou tepla (DH> 0).
Základným zákonom termochémie je Hessov zákon: "Tepelný účinok reakcie je určený iba počiatočným a konečným stavom systému a nezávisí od dráhy prechodu systému z jedného stavu do druhého."
Dôsledok Hessovho zákona: Štandardné reakčné teplo sa rovná súčtu štandardných teplôt tvorby reakčných produktov mínus súčet štandardných teplôt tvorby východiskových látok, berúc do úvahy stechiometrické koeficienty:
- (reakcie) = (pokračovanie) - (von.)
- 7. Pojem entropia. Zmena entropie v priebehu fázových premien a chemických procesov. Koncepcia izobaricko-izotermického potenciálu systému (Gibbsova energia, voľná energia). Vzťah medzi veľkosťou zmeny Gibbsovej energie a veľkosťou zmeny entalpie a entropie reakcie (základný termodynamický vzťah). Termodynamická analýza možností a podmienok chemických reakcií. Charakteristiky priebehu chemických procesov v živých organizmoch.
Entropia S je hodnota úmerná logaritmu počtu ekvipravdepodobných mikrostavov (W), prostredníctvom ktorých možno tento makrostav realizovať:
S = k Ln W
Jednotkou entropie je J / mol? K.
Entropia je kvantitatívna miera stupňa poruchy v systéme.
Entropia sa zvyšuje s prechodom látky z kryštalického do kvapalného stavu a z kvapalného do plynného stavu, pri rozpúšťaní kryštálov, pri expanzii plynov, pri chemických interakciách vedúcich k zvýšeniu počtu častíc a najmä častíc v plynné skupenstvo. Naopak, všetky procesy, v dôsledku ktorých sa zvyšuje usporiadanie systému (kondenzácia, polymerizácia, kompresia, pokles počtu častíc), sú sprevádzané poklesom entropie.
Existujú metódy na výpočet absolútnej hodnoty entropie látky, preto sú v tabuľkách termodynamických charakteristík jednotlivých látok uvedené údaje pre S 0, a nie pre DS 0.
Štandardná entropia jednoduchej látky, na rozdiel od entalpie tvorby jednoduchá látka nie je nula.
Pre entropiu platí tvrdenie podobné tvrdeniu uvedenému vyššie pre H: zmena entropie systému v dôsledku chemickej reakcie (S) sa rovná súčtu entropií reakčných produktov mínus súčet entropie východiskových látok. Rovnako ako pri výpočte entalpie, súčet sa vykonáva s prihliadnutím na stechiometrické koeficienty.
Smer, ktorým chemická reakcia spontánne prebieha v izolovanom systéme, je určený spoločným pôsobením dvoch faktorov: 1) tendencia systému prejsť do stavu s najnižšou vnútornou energiou (v prípade izobarických procesov s tzv. najnižšia entalpia); 2) tendencia dosiahnuť najpravdepodobnejší stav, t. j. stav, ktorý je možné realizovať najväčším počtom rovnako pravdepodobných spôsobov (mikrostavy), t.j.
DH> min, DS> max.
Gibbsova energia (voľná energia alebo izobaricko-izotermický potenciál), spojená s entalpiou a entropiou vzťahom
kde T je absolútna teplota.
Ako vidíte, Gibbsova energia má rovnaký rozmer ako entalpia, a preto sa zvyčajne vyjadruje v J alebo kJ.
Pre izobaricko-izotermické procesy (t. j. procesy prebiehajúce pri konštantnej teplote a tlaku) je zmena Gibbsovej energie:
G = H - TS
Rovnako ako v prípade H a S sa zmena Gibbsovej energie G v dôsledku chemickej reakcie (Gibbsova energia reakcie) rovná súčtu Gibbsových energií tvorby reakčných produktov mínus súčet Gibbsových energií tvorby východiskových látok; sčítanie sa vykonáva s prihliadnutím na počet mólov látok zúčastňujúcich sa reakcie.
Gibbsova energia tvorby látky sa vzťahuje na 1 mol tejto látky a zvyčajne sa vyjadruje v kJ / mol; v tomto prípade sa G 0 tvorby najstabilnejšej modifikácie jednoduchej látky rovná nule.
Pri konštantnej teplote a tlaku môžu chemické reakcie spontánne prebiehať len takým smerom, v ktorom klesá Gibbsova energia systému (G0). To je podmienkou pre zásadnú možnosť realizácie tohto procesu.
V tabuľke nižšie sú uvedené možnosti a podmienky reakcie pre rôzne kombinácie znakov H a S:
Podľa znaku G možno posúdiť možnosť (nemožnosť) spontánneho priebehu samostatného procesu. Ak je systém ovplyvnený, potom môže uskutočniť prechod z jednej látky na druhú, charakterizovaný nárastom voľnej energie (G> 0). Napríklad v bunkách živých organizmov reakcie tvorby komplexu Organické zlúčeniny; hybnou silou takýchto procesov je slnečné žiarenie a oxidačné reakcie v bunke.
