Термодинаміка та кінетика хімічних реакцій. Лекція на тему: "Загальні закономірності хімічних процесів

Будь-який процес протікає в часі, отже, можна говорити про швидкість процесу. Це стосується і хімічних реакцій. Розділ хімії, що розглядає швидкості та механізми хімічних процесів, називається хімічною кінетикою. Швидкість хімічних реакційвизначається зміною молярної концентрації однієї з реагуючих речовин або продуктів реакції в одиницю часу. A B

Чинники, що впливають швидкість реакції 1. Природа реагуючих речовин Велику роль грає характер хімічних зв'язків і будова молекул реагентів. Реакції протікають у напрямі руйнування менш міцних зв'язків та утворення речовин із міцнішими зв'язками. Так, для розриву зв'язків у молекулах H 2 та N 2 потрібні високі енергії; такі молекули мало активні. Для розриву зв'язків у сильнополярних молекулах (HCl, H 2 O) потрібно менше енергії, і швидкість реакції значно вища. Реакції між іонами у розчинах електролітів протікають практично миттєво. Фтор з воднем реагує з вибухом за кімнатної температури, бром з воднем взаємодіє повільно при нагріванні. Оксид кальцію входить у реакцію з водою енергійно, із тепла; оксид міді – не реагує.

2. Концентрація. Зі збільшенням концентрації (числа частинок в одиниці об'єму) найчастіше відбуваються зіткнення молекул реагуючих речовин – швидкість реакції зростає. Закон діючих мас Швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин. Припустимо, маємо реакцію: a. A+b. B = d. D+f. F. Загальне рівняння швидкості реакції запишеться як = k [A] a [B] b Це називається кінетичним рівнянням реакції. k – константа швидкості реакції. k залежить від природи реагуючих речовин, температури та каталізатора, але не залежить від значення концентрацій реагентів. Фізичний зміст константи швидкості полягає в тому, що вона дорівнює швидкості реакції при поодиноких концентраціях речовин, що реагують. Для гетерогенних реакцій концентрація твердої фази у вираз швидкості реакції не входить. Показники ступенів при концентраціях у кінетичному рівнянні називаються порядками реакції з даної речовини, які сума загальним порядком реакції. Порядки реакцій встановлюються експериментально, а не за стехіометричними коефіцієнтами.

Порядок може бути і дрібним. Реакції зазвичай йдуть по стадіях, оскільки неможливо уявити одночасне зіткнення великого числа молекул. Припустимо, що певна реакція A + 2 B = C + D йде у дві стадії A + B = AB і AB + B = C + D, тоді, якщо перша реакція йде повільно, а друга швидко, то швидкість визначається першою стадією (поки що вона не пройде, не може йти друга), тобто накопиченням частинок АВ. Тоді і = k. CACB. Швидкість реакції визначається найповільнішою стадією. Звідси різницю між порядком реакції і стехиометрическими коефіцієнтами. Наприклад, реакція розкладання перекису водню 2 H 2 O 2 = H 2 O + O 2 насправді реакція першого порядку, тому що вона лімітується першою стадією H 2 O 2 = H 2 O + O а друга стадія О + О = Про 2 йде дуже швидко. Може бути найповільнішою не перша, а друга чи інша стадія, і тоді ми отримуємо іноді дробовий порядок, виражаючи концентрації інтермедіатів через концентрації початкових речовин.

Визначення порядку реакції. графічний метод. Для визначення порядку реакції можна вдатися до графічного представлення функцій, що описують залежність концентрації від часу. Якщо при побудові залежності від t виходить пряма, це означає, що реакція - нульового порядку. Якщо лінійна залежність lg C від t має місце реакція першого порядку. За умови, що початкова концентрація всіх реагентів однакова, реакція має другий порядок, якщо лінійним є графік залежності 1/С від t, і третій – у разі лінійності залежності 1/С 2 від t.

3. Температура. При підвищенні температури на кожні 10 ° C швидкість реакції зростає в 2 - 4 рази (Правило Вант-Гоффа). При збільшенні температури від t 1 до t 2 зміна швидкості реакції можна розрахувати за формулою: t 2/ t 1 = (t 2 - t 1)/10 (де t 2 і t 1 - швидкості реакції при температурах t 2 і t 1 відповідно - температурний коефіцієнт даної реакції). Правило Вант-Гоффа можна застосовувати лише у вузькому інтервалі температур. Більш точним є рівняння Арреніуса: k = A e-Ea/RT де A - передекспоненційний множник, постійна, яка залежить від природи речовин, що реагують; R - універсальна газова постійна; Ea - енергія активації, тобто енергія, якою повинні мати стикаються молекули, щоб зіткнення призвело до хімічного перетворення.

Енергетична діаграма хімічної реакції. Екзотермічна реакція Ендотермічна реакція А – реагенти, В – активований комплекс (перехідний стан), С – продукти. Чим більша енергія активації Ea, тим більше зростає швидкість реакції зі збільшенням температури.

Енергія активації зазвичай становить 40 - 450 к. Дж/моль і залежить від механізму реакцій: а) Прості H 2 +I 2 = 2 HI Еа = 150 - 450 к. Дж/моль б) Реакції іонів з молекулами Еа = 0 - 80 к. Дж/моль. Приклад: опромінення світлом молекули води іонізує її H 2 O + = H 2 O+ + e-, такий іон легко вступає у взаємодії. в) Радикальні реакції - у взаємодію вступають радикали - молекули з неспареними електронами. OH, NH 2, CH 3. Еа = 0 - 40 к. Дж/моль.

4. Поверхня дотику реагуючих речовин. Для гетерогенних систем (речовини перебувають у різних агрегатних станах), що більше поверхню зіткнення, то швидше протікає реакція. Поверхня твердих речовин може бути збільшена шляхом їх подрібнення, а розчинних речовин - шляхом їх розчинення. Подрібнення твердих речовин призводить до збільшення кількості активних центрів. Активний центр – це ділянка на поверхні твердої речовини, де протікає хімічна реакція. Реакція у гомогенній системі протікає за рахунок дифузії. Дифузія - це мимовільний масоперенос, який сприяє рівномірному розподілу речовини по всьому об'єму системи.

Швидкість гетерогенних реакцій гетерогенної реакціїберуть участь кілька фаз, серед яких є фази постійного складу, тому концентрація речовин цієї фази вважається постійною: не змінюється у процесі реакції та не входить до кінетичного рівняння. Наприклад: Са. О(тв) + СО 2(Г) = Са. СО 3(тв) Швидкість реакції залежить від концентрації СО 2 і кінетичне рівняння має вигляд: u = до * З(СО 2) Взаємодія протікає поверхні розділу фаз, та її швидкість залежить від ступеня подрібнення Са. О. Реакція складається з двох стадій: перенесення реагентів через поверхню розділу та взаємодії між реагентами.

5. Присутність каталізатора Речовини, що беруть участь у реакціях та збільшують її швидкість, залишаючись до кінця реакції незмінними, називаються каталізаторами. Реакції, що відбуваються за участю каталізаторів, називають каталізом. Розрізняють два типи каталізу: 1) позитивний: швидкість реакції зростає (беруть участь каталізатори); 2) негативний: швидкість реакції зменшується (беруть участь у інгібіторах)

Механізм дії каталізаторів пов'язаний із зменшенням енергії активації реакції за рахунок утворення проміжних сполук. При цьому каталізатор не впливає на зміну ентальпії, ентропії та енергії Гіббса під час переходу від вихідних речовин до кінцевих. Також каталізатор не впливає на рівновагу процесу, може лише прискорити момент його наступу. Енергетична діаграма реакції: 1 – без каталізатора (Еа) 2 – реакція у присутності каталізатора (Еа (кат))

За характером каталітичних процесів каталіз поділяється на гомогенний та гетерогенний. При гомогенному каталізі реагенти і каталізатор становлять одну фазу (перебувають у одному агрегатному стані), при гетерогенному каталізі - різні фази (перебувають у різних агрегатних станах).

При гомогенному каталізі реакція йде у всьому обсязі судини, що сприяє високої ефективностідії каталізатора, але при цьому утруднено виділення продуктів реакційної суміші. Приклад: одержання сірчаної кислоти камерним способом 2 NO + O 2 = 2 NO 2 SO 2 + NO 2 = SO 3 + NO Окислення діоксиду сірки до триоксиду каталізується оксидом азоту (+2). Найбільш поширеними каталізаторами рідкофазних реакцій є кислоти та основи, комплекси перехідних металів та ферменти (ферментативний каталіз).

Ферментативний каталіз Каталізаторами ферментативному каталізі є ферменти. Під дією ферментів протікають усі процеси у живих організмах. Характерною особливістю ферментів є їхня специфічність. Специфічність - це властивість ферменту змінювати швидкість реакцій одного типу і не впливати на багато інших реакцій, що протікають у клітині.

Гетерогенний каталіз Гетерогенні процеси протікають поверхні розділу фаз. Більш вивчені процеси, які у газових фазах з участю твердого каталізатора. Гетерогенний каталіз на твердій поверхні пояснюється з урахуванням уявлень теорії адсорбції. Адсобція – це накопичення молекул лежить на поверхні розділу фаз (не плутати з абсорбцією – поглинання молекул іншої речовини всім обсягом твердого). Розрізняють адсорбцію двох типів: фізичну та хімічну.

Фізична адсорбція відбувається при зв'язуванні молекул з активними центрами на поверхні твердої речовини силами Ван-дер-Ваальса (міжмолекулярна взаємодія). Хімічна адсорбція (хемосорбція) відбувається, якщо молекули зв'язуються з активними центрами на поверхні хімічними зв'язками (йде хімічна реакція).

Механізм гетерогенного каталізу Гетерогенний каталіз включає як фізичну, так і хімічну адсорбцію. Такий каталіз включає 5 стадій: 1) дифузія: реагуючі молекули дифундують до 2) 3) 4) 5) поверхні твердого каталізатора; Адсорбція: спочатку йде фізична адсорбція, потім хемосорбція; Хімічна реакція: реагуючі молекули, що опинилися поруч, вступають у хімічну реакцію з утворенням продуктів; Десорбція: стадія, обернена адсорбції – вивільнення продуктів реакції з поверхні твердого каталізатора; Дифузія: молекули продуктів дифундують від поверхні каталізатора

Схема каталітичного гідрування етилену тонкоподрібненим нікелем Реакцію каталітичного гідрування сумарно можна записати: С 2 Н 4(г) + Н 2(г) → С 2 Н 6(г) Реакція йде при Т = 400 К. речовини – промотори (оксиди калію, алюмінію та ін.).

Каталітичні перетворювачі (конверктери) використовуються в деяких системах викиду вихлопних газів для перетворення шкідливих газів на нешкідливі. Схема типового каталітичного перетворювача

Вихлопні гази, що містять СО та вуглеводні, пропускають через шар кульок, покритих платиновими та паладієвими каталізаторами. Перетворювач нагрівають і через нього проганяють надлишок повітря. В результаті СО та вуглеводні перетворюються на СО 2 і воду, які є нешкідливими речовинами. Бензин, якими заправляють автомобілі, не повинен містити домішок свинцю, інакше ці домішки отруюють каталізатор.

Реакції можуть бути у двох протилежних напрямках. Такі реакції називаються оборотними. Необоротних реакцій немає. Просто в певних умовах деякі реакції можна довести практично до кінця, якщо видаляти із сфери реакції продукти - осад, газ або малодисоціюючу речовину і т.д.

Розглянемо оборотну реакцію A + В ↔ D + С На початковий момент часу, коли концентрації речовин А і В максимальні, швидкість прямої реакції теж максимальна. З часом швидкість прямої реакції падає пр= kпр *С(A)*С(B) Реакція призводить до утворення D і С, молекули яких, зіштовхуючись, можуть знову реагувати, утворюючи знову A і B. Чим вище концентрація D і С, тим ймовірніше зворотний процес, тим вище швидкість зворотної реакції про= kоб *С(D) З(С)

Зміна швидкостей прямої та зворотної реакцій можна представити графіком: У міру проходження реакції настає такий момент, коли швидкості прямої та зворотної реакцій робляться рівними, криві пр і обливаються в одну пряму лінію, паралельну осі часу, тобто пр = про

Такий стан системи називається станом рівноваги. При рівновазі концентрації всіх учасників реакції залишаються незмінними і не змінюються з часом, хоча одночасно йдуть і пряма і зворотна реакції. Т. е. рівновага є динамічною. При рівновазі пр= про або kпр С(А)*С(В) = kоб С(D) *С(С) звідки - константа хімічної рівноваги дорівнює: Кс = кпр/кобр = [С] * [D] [А] * [В]

Константа рівноваги не залежить від механізму перебігу реакції (навіть при введенні в систему каталізатора: каталізатор може прискорити настання моменту рівноваги, але не впливає на значення рівноважних концентрацій). Константа рівноваги залежить від природи реагуючих речовин та температури. Залежність константи рівноваги від температури можна виразити співвідношенням: ∆G 0 = -R · T · ln. Kc або ∆G 0 = -2, 3 · R · T · lg. Kc

Оскільки рівновага в системі є динамічною, то її можна зміщувати (зсув рівноваги) у бік прямої або зворотної реакції, змінюючи умови: концентрацію, температуру чи тиск. Щоб визначити, в який бік воно зміститься, можна скористатися принципом Ле Шательє: якщо на систему, що знаходиться в рівновазі, впливає, рівновага зміщується у бік тієї реакції, яка послаблює цей вплив.

Збільшення концентрації кисню або діоксиду сірки призведе до зміщення рівноваги вправо 2 SO 2 + O 2 2 SO 3. Підвищення температури зміщує рівновагу у бік ендотермічної реакції, оскільки при цьому поглинається надлишкове тепло і температура знижується Ca. CO 3 Ca. O + CO 2 - Q У цій реакції підвищення температури зміщує рівновагу у бік розкладання карбонату.

При збільшенні тиску рівновага зміщується у бік зменшення кількості газів. 2 SO 2 + O 2 2 SO 3 У цій реакції збільшення тиску призведе до зсуву рівноваги вправо, зменшення тиску – вліво. У разі однакової кількості молей газу у правій та лівій частинах рівняння зміна тиску не впливає на рівновагу. N 2(г) + O 2 (г) = 2 NO(г)

Хімічна термодинаміка вивчає перетворення енергії та енергетичні ефекти, що супроводжують хімічні та фізичні процеси, а також можливість та напрямок мимовільного протікання процесу. Хімічна термодинаміка є основою сучасної хімії. Хімічна реакція - процес, у якому одні зв'язку замінюються іншими, утворюються одні сполуки, розкладаються інші. Наслідок - енергетичні ефекти, тобто зміна внутрішньої енергії системи.

а) Система - тіло або група тіл, що перебувають у взаємодії з навколишнім середовищем і подумки відокремлюються від неї (вода у склянці). Якщо така система не обмінюється речовиною із середовищем (склянка покрита кришкою), вона називається закритою. Якщо система має постійний обсяг і розглядається як позбавлена можливості обміну речовиною та енергією з навколишнім середовищем (вода в термосі), така система називається ізольованою.

б) Внутрішня енергія U – загальний запас енергії, включаючи рух молекул, коливання зв'язків, рух електронів, ядер та. д., тобто всі види енергії крім кінетичної та потенційної енергії системи в цілому. Внутрішню енергію не можна визначити, оскільки в системи не можна відібрати всю енергію. в) Фаза – гомогенна частина гетерогенної системи (вода та лід у склянці) Фазовий перехід – перетворення фаз (танення льоду, кипіння води)

Енергетичні перетворення під час процесу виражаються як теплового ефекту - або теплота виділяється (екзотермічні реакції), або поглинається (эндотермические реакції). Кількість виділеної чи поглиненої теплоти Q називається тепловим ефектом реакції. Вивченням теплових ефектів займається термохімія.

Процеси можуть протікати або за постійного обсягу V=const (ізохорные процеси), або за постійного тиску p=const (изобарные процеси). Тому і теплові ефекти відрізнятимуться Qv та Qp. Система в ході реакції переходить з початкового стану 1 до кінцевого стану 2, кожному з яких відповідає своя внутрішня енергія U 1 і U 2. Таким чином, зміна внутрішньої енергії системи становить U = U 2 - U 1

Система, змінюючись, завжди здійснює роботу А (частіше роботу розширення). Отже, тепловий ефект реакції дорівнює відповідно до закону збереження та перетворення енергії (1 закон термодинаміки): Q = U + A де А - робота, яку виконує система Так як А - це робота розширення, то A = р(V 2 - V 1 ) = p V Для ізохорного процесу (V=const): V = 0, отже, U = Qv При р = const (ізобарний процес): Qp = ∆U +A = (U 2 – U 1) + p(V 2 - V 1) = (U 2 + p. V 2) - (U 1 + p. V 1) = H 2 - H 1 позначимо U + p. V = H

H - ентальпія або теплозміст розширеної системи. Тоді H = Н 2 - Н 1 H - Зміна ентальпії системи. Ентальпія - характеристика (функція) стану системи, що відображає енергетичний стан системи та враховує роботу розширення (для газів). Ентальпія як така і U може бути визначена. Можна визначити лише її зміну під час хімічної реакції.

Розділ хімії, що вивчає теплові ефекти, називається термохімією. Хімічні рівняння, В яких зазначений тепловий ефект називаються термохімічними рівняннями. 1/2 H 2(г) + 1/2 Cl 2(г) = HCl(г); H = - 92 к. Дж Zn(к) + H 2 SO 4(р) = Zn. SO 4(р) + Н 2(г); Н = -163. 2 к. Дж

1) Знак теплового ефекту – якщо тепло виділяється, внутрішня енергія системи зменшується (-), для ендотермічних процесів (+). 2) При написанні термохімічних рівнянь необхідно вказувати агрегатний стан речовини, оскільки перехід з одного агрегатного стану до іншого також супроводжується тепловим ефектом. 3) H залежить кількості речовини, тому важливо зрівнювати реакції, у своїй коефіцієнти може бути дробовими. Рівняння (1) можна записати і так H 2 + Cl 2 = 2 HCl, але тоді H/ = 2 H. 4) Н залежить від умов – від температури та тиску. Тому зазвичай наводяться стандартні значення Нo Стандартні умови: p = 1 атм (101 к. Па), температура 25 о. З (298 К) - на відміну нормальних умов.

Закони термохімії 1. Закон Лавуазьє-Лапласа: Тепловий ефект зворотної реакції дорівнює тепловому ефекту прямої, але зі зворотним знаком. H = - Qp 2. Закон Гесса: Тепловий ефект реакції залежить тільки від виду та стану вихідних речовин та продуктів реакції і не залежить від шляху процесу. Наслідки із закону Гесса 1) Тепловий ефект кругового процесу дорівнює нулю. Круговий процес - система, вийшовши з початкового стану, у нього і повертається. H 1 + H 2 - H 3 = 0

2) Тепловий ефект реакції дорівнює сумі стандартних ентальпій утворення продуктів реакції за вирахуванням суми стандартних утворення початкових (вихідних) речовин з урахуванням їх стехіометричних коефіцієнтів. Н 0 = Нf 0 (прод) - Нf 0 (вих) Нf 0 – стандартна ентальпія утворення 1 моль речовини з простих речовин, к. Дж/моль (значення визначаються за довідником). 3) Тепловий ефект реакції дорівнює сумі теплот згоряння вихідних речовин за вирахуванням суми теплот згоряння кінцевих продуктів. Нсг 0 = Нсг 0 (прод) - Нсг 0 (вихід)

Оскільки H визначити не можна, а можна тільки визначити її зміну H, тобто немає точки відліку, домовилися, рахувати за такий стан простих речовин, тобто вважати рівними нулю стандартну ентальпію утворення простих речовин: Нf 0 (прост. в-ва ) = 0 Проста речовина – це форма існування хімічного елемента в тому агрегатному стані та в тій алотропній модифікації, яка найбільш стійка за стандартних умов.

Наприклад, кисень – газ, проста речовина O 2 , але не рідина і не O 3. Вуглець - проста речовина графіт (для переходу в алмаз H>0) Значення Hfo можуть бути негативними [ Ho(HCl)=-92. 3 к. Дж/моль], та позитивними [ Ho(NO) = +90. 2 к. Дж/моль]. Чим негативніші значення стандартних ентальпій освіти, тим стійкіші речовини.

На підставі другого слідства із закону Гесса можна розрахувати H 0 реакції, знаючи теплоти утворення речовин, що беруть участь. Ca. O(к) + Si. O 2(к) = Ca. Si. O 3(к) Н 0 = Нf 0 (прод)- Нf 0 (вихід) Ho = Hfo(Ca. Si. O 3) - Hfo(Ca. O) - Hfo(Si. O 2) Ho = (- 1635 ) – (- 635. 5) – (- 859. 4) = = - 139. 1 к. Дж/моль Таким чином, на підставі слідства із закону Гесса існує можливість розрахунку теплових ефектів реакцій та визначення стандартних ентальпій утворення речовин.

За знаком теплового ефекту можна визначити можливість протікання хімічного процесу за стандартних умов: якщо ∆Н 0 0 (ендореакція) – процес мимовільно не протікає Теплові ефекти вимірюються експериментально за допомогою калориметра. Тепло, що виділяється або поглинається, вимірюється по зміні температури теплоносія (води), в яку поміщена посудина з реагуючими речовинами. Реакція проводиться у замкнутому обсязі.

Ентропія Основне питання коли розглядаються проблеми термодинаміки - важлива можливість мимовільного перебігу процесу, його напрямок. ХІХ століття. Бертло та Томсен сформулювали наступний принцип: будь-який хімічний процес має супроводжуватися виділенням тепла. Аналогія з механікою – тіло на похилій площині котиться вниз (зменшення енергії). Крім того, більшість ентальпій освіти, відомих на той час були негативними. Однак незабаром виявилися винятки: теплоти утворення оксидів азоту позитивні, мимоволі йдуть багато ендотермічних реакцій, наприклад розчинення солей (нітрат натрію). Отже, критерію, запропонованого Бертло та Томсеном, мало.

Таким чином, щодо зміни енергії системи або ентальпії судити про самовільність процесу не можна. Щоб передбачити, чи можливе мимовільне протікання реакції, необхідно ввести ще одну термодинамічну функцію – ентропію. Візьмемо дві судини з різними газами та відкриємо кран, що з'єднує їх. Гази змішуються. Жодних змін внутрішньої енергії не відбувається, проте процес змішування газів йде мимоволі, у той час як їх поділ вимагатиме витрати роботи. Що змінилося? Змінився порядок.

Висновок: Мимовільний процес, що проходить без зміни ентальпії, відбувається у напрямку, при якому безлад у системі зростає. Оскільки змішання газів більш імовірно, ніж їх роздільне існування в одному посудині, можна сказати, що рушійною силою змішування газів є тенденція перейти в більш імовірний стан.

Ентропія - це міра безладу, хаотичності чи невпорядкованості у системі. Певна труднощі щодо ентропії: енергетичні запаси що змішуються газів складаються, а ймовірності стану перемножуються (H=H 1+H 2; але W=W 1 W 2), у той самий час, визначення напрями процесу треба підсумовувати дві рушійні сили. Хімія має справу з дуже великою кількістю часток і тому число мікростанів теж дуже велике, тому що частинки в системі постійно перебувають у русі, а не закріплені на певному місці.

Тому, ймовірність стану системи можна у вигляді функції, яка поводилася б як енергія. Тоді придумали використовувати логарифм ймовірності, а надання йому розмірності, порівнянної з енергією, примножили на R і назвали ентропією S: S = Rln. W Ентропія це логарифмічний вираз ймовірності існування системи. Ентропія вимірюється у тих самих одиницях, як і універсальна газова стала R - Дж/К моль. 2 закон термодинаміки: реакція здійснюється мимовільно лише у напрямі, у якому ентропія системи зростає.

Як можна уявити ймовірність стану? Нехай ми знімаємо газ на кіноплівку. При розгляді кожного кадру окремо виходить різне розташування молекул за однакових умов (P і T) у кожний момент часу, тобто безліч мікростанів, які не можна накласти один на одного так, щоб вони збіглися. Таким чином, ентропія пропорційна числу мікростанів, якими можна забезпечити цей макростан. Макростан визначається температурою і тиском, а мікростану числом ступенів волі. Одноатомний газ – має три ступені свободи частинок (рух у тривимірному просторі); у двоатомних додаються обертальні ступені свободи та коливання атомів; у триатомних – кількість обертальних та коливальних ступенів свободи зростає. Висновок. Чим складніша молекула газу, тим більша її ентропія.

Зміна ентропії Говорячи про ентальпії можна оперувати лише H, оскільки відсутня точка відліку. З ентропією справа інакша. При абсолютному нулі температур будь-яка речовина повинна бути ідеальним кристалом - повністю заморожено будь-який рух. Отже, ймовірність такого стану дорівнює 1 а ентропія дорівнює нулю. 3 закон термодинаміки: Ентропія ідеального кристала при 0 До дорівнює 0.

При Т=0 ентропія дорівнює 0. У разі підвищення Т починаються коливання атомів і S зростає до Тпл. Далі слідує фазовий перехід і стрибок ентропії Sпл. З підвищенням Т ентропія плавно і трохи зростає до Тисп, де знову спостерігається різкий стрибок Sісп і знову плавне збільшення. Очевидно, що ентропія рідини суттєво перевищує ентропію твердого тіла, а ентропія газу – ентропію рідини. Sгаз>>Sж>>Sтв

Для ентропії справедливий закон Гесса - зміна ентропії, як і зміна ентальпії, не залежить від процесу, а залежить тільки від початкового і кінцевого станів S = Sf 0 (прод) - Sf 0 (вих) Sf 0 – абсолютна ентропія речовини, Дж/ моль*К Знак зміни ентропії вказує напрямок процесу: якщо S > 0 процес протікає мимовільно якщо S

Напрямок хімічного процесу Мимовільне перебіг хімічного процесу визначається двома функціями - зміною ентальпії Н, що відображає взаємодію атомів, утворення хімічних зв'язків, тобто певне впорядкування системи та зміною ентропії S, що відображає протилежну тенденцію до безладного розташування частинок. Якщо S=0, то рушійною силою процесу буде прагнення системи до мінімуму внутрішньої енергії, тобто зменшення ентальпії або Н0.

Для того, щоб можна було кількісно зіставити ці два критерії, необхідно, щоб вони виражалися в однакових одиницях. (Н – к. Дж, S – Дж/K). Оскільки ентропія безпосередньо залежить від температури, то Т S – ентропійний фактор процесу, Н – ентальпійний. У стані рівноваги обидва ці фактори повинні дорівнювати Н = Т S Це рівняння універсальне, воно відноситься і до рівноваги рідина-пар і до інших фазових перетворень, а також до хімічних реакцій. Завдяки цій рівності можна розрахувати зміну ентропії у рівноважному процесі, тому що при рівновазі Н/T = S.

Двигуна сила хімічного процесу визначається двома функціями стану системи: прагнення до впорядкування (Н) та прагнення до безладдя (TS). Функція, яка враховує це називається енергією Гіббса G. При Р = const і Т = const енергію Гіббса G знаходять за виразом: G = Н – ТS або ∆G = ∆Н – Т∆S Це співвідношення називається рівнянням Гіббса Величина G називається ізобарно або енергією Гіббса, яка залежить від природи речовини, її кількості та від температури.

Енергія Гіббса є функцією стану, тому її зміну можна також визначити за другим слідством із закону Гесса: ∆G 0 = Gf 0 (прод) - Gf 0 (вих) ∆Gf 0 – стандартна вільна енергія утворення 1 моль речовини з елементів, що входять до нього у їх стандартних станах, к. Дж/моль (визначається за довідником). ∆Gf 0(прост. в-ва) = 0 За знаком ∆G 0 можна визначити напрямок процесу: якщо ∆G 0 0, то процес мимовільно не йде

Чим менше ΔG, тим сильніше прагнення протікання даного процесу і тим далі від стану рівноваги, при якому ΔG = 0 і ΔН = Т · ΔS. З співвідношення ∆G = ∆Н – Т·∆S видно, що мимоволі можуть протікати і процеси, для яких ∆Н > О (ендотермічні). Це можливо, коли ∆S > О, але |T∆S| > |∆H|, і тоді ∆G O.

Приклад 1: Обчислити теплоту утворення аміаку, виходячи з реакції: 2 NH 3(г)+3/2 O 2(г)→N 2(г) + 3 H 2 O(ж), ∆H 0 = -766 к. Дж Теплота утворення води (ж) дорівнює – 286, 2 к. Дж/моль Рішення: ∆Н 0 цієї хімічної реакції становитиме: Н 0 х. нар. = Н 0 прод - Н 0 исх= Н 0(N 2) + 3. Н 0(H 2 O) - 2 Н 0(NH 3)– 3/2 Н 0(O 2 ) Оскільки теплоти утворення простих речовин стандартному стані дорівнюють нулю, отже: Н 0(NH 3)=[ Н 0(N 2) + 3. Н 0(H 2 O) - Н 0 х. нар. ]/2 Н 0(NH 3)= / 2 = 3. (– 286, 2)–(-766)] / 2 = = -46, 3 к. Дж/моль

Приклад 2. Пряма або зворотна реакція протікатиме за стандартних умов у системі CH 4(г) + CO 2(г) ↔ 2 СО(г) + 2 H 2(г)? Рішення: Знаходимо ∆G 0 процесу із співвідношення: ∆G 0298 = G 0298 прод - G 0298 вих ∆G 0298= – [(-50, 79) + (-394, 38)] = +170, 63 к. Дж. Те, що ∆G 0298>0, вказує на неможливість мимовільного протікання прямої реакції при Т = 298 К та рівність тисків взятих газів 1, 013 · 105 Па (760 мм рт. ст. = 1 атм.). Отже, за стандартних умов протікатиме зворотна реакція.

Приклад 3. Обчисліть ∆Н 0298, ∆S 0298, ∆G 0298 реакції, що протікає за рівнянням: Fe 2 O 3(т) + 3 С(графіт) = 2 Fe(т) + 3 СО(г) Визначити температуру при якою розпочнеться реакція (температуру рівноваги). Чи можлива реакція відновлення Fe 2 O 3 вуглецем при температурах 500 і 1000 К? Рішення: ∆Н 0 і ∆S 0 знаходимо із співвідношень: Н 0 = Нf 0 прод- Нf 0 вих і S 0 = Sf 0 прод- Sf 0 вих ∆Н 0298=(3·(-110, 52) + 2· 0) - (- 822, 10 + 3 · 0) = - 331, 56 + 822, 10 = +490, 54 к. Дж; ∆S 0298 = (2 · 27, 2 + 3 · 197, 91) - (89, 96 + 3 · 5, 69) = 541, 1 Дж / К

Знаходимо температуру рівноваги. Оскільки стан системи в момент рівноваги характеризується ∆G 0 = 0, то ∆Н 0 = Т·∆S 0, отже: Тр = ∆Н 0 /∆S 0 Тр = 490, 54*1000/541, 1 = 906, 6 до Енергію Гіббса при температурах 500 К і 1000 К знаходимо за рівнянням Гіббса: ∆G 0 =∆Н 0 -Т·∆S 0 ∆G 500 = 490, 54 – 500· 541, 1/10 .Дж; ∆G 1000 = 490, 54 - 1000 · 541, 1/1000 = - 50, 56 к. Дж. Так як ∆G 500> 0, а ∆G 1000

Приклад 4. Реакція горіння етану виражається термохімічним рівнянням: C 2 H 6(г) + 3½O 2 = 2 CO 2(г) + 3 H 2 O(ж); ∆H 0= -1559, 87 к. Дж. Обчисліть теплоту утворення етану, якщо відомі теплоти утворення CO 2(г) та H 2 O(ж) (довідкові дані). Рішення Необхідно обчислити тепловий ефект реакції, термохімічне рівняння якої має вигляд 2 (графіт) +3 H 2 (г) = C 2 H 6 (г); ∆H=? Виходячи з наступних даних: а)C 2 H 6(г)+3½O 2(г)=2 CO 2(г)+3 H 2 O(ж); ∆H= -1559, 87 к. Дж. б) С (графіт) + O 2 (г) = CO 2 (г); ∆H = -393, 51 к. Дж. в) H 2(г) + ½O 2 = H 2 O(ж); ∆H = -285, 84 к. Дж. На підставі закону Гесса з термохімічними рівняннями можна оперувати так само, як і з алгебраїчними. Для отримання результату слід рівняння (б) помножити на 2, рівняння (в) – на 3 , а потім суму цих рівнянь відняти з рівняння (а):

C 2 H 6 + 3½O 2 – 2 С – 2 O 2 – 3 H 2 – 3/2 O 2 = 2 CO 2 + 3 H 2 O – 2 CO 2 – 3 H 2 O ∆H = -1559, 87 – 2 · (-393, 51) - 3 · (-285, 84); ∆H = -1559, 87 + 787, 02 + 857, 52; C 2 H 6=2 +3 H 2; ∆H = +84, 67 к. Дж. Оскільки теплота освіти дорівнює теплоті розкладання зі зворотним знаком, то ∆H 0298(C 2 H 6)= -84, 67 к. Дж. До того ж результату прийдемо, якщо для вирішення задачі застосувати висновок із закону Гесса: ∆H =2∆H 0298(C 2 H 6) + 3∆H 0298(C 2 H 6) –∆H 0298(C 2 H 6)– 3½∆H 0298(O 2) . Враховуючи, що стандартні теплоти утворення простих речовин умовно прийняті рівними нулю, ∆H 0298(C 2 H 6) = 2∆H 0298(СО 2) + 3∆H 0298(Н 2 О) – ∆H ∆H 0298(C 2 H 6) = 2 · (-393, 51) + 3 · (-285, 84) + 1559, 87; ∆H 0298(C 2 H 6) = -84, 67 к. Дж.

Речовина при зміні тиску та температури може переходити з одного агрегатного стану до іншого. Ці переходи, що відбуваються за постійної температури, називаються фазовими переходами першого роду. Кількість теплоти, яке речовина отримує з довкілля чи віддає довкіллю при фазовому переході, є прихована теплота фазового переходу Qфп.

Якщо розглядається гетерогенна система, у якій немає хімічних взаємодій, а можливі лише фазові переходи, то за сталості температури та тиску в системі існує тобто фазова рівновага. Фазова рівновага характеризується деяким числом фаз, компонентів та числом ступенів свободи системи.

Компонент - хімічно однорідна складова частина системи, яка може бути виділена із системи та існувати поза нею. Число незалежних компонентів системи дорівнює різниці числа компонентів числа можливих хімічних реакцій між ними. Число ступенів свободи – число параметрів стану системи, які можуть бути довільно змінені в деяких межах без зміни числа і природи фаз у системі.

Число ступенів свободи гетерогенної термодинамічної системи в стані фазової рівноваги визначається правилом фаз Гіббса: Число ступенів свободи рівноважної термодинамічної системи З дорівнює числу незалежних компонентів системи До мінус число фаз Ф плюс число зовнішніх факторів, що впливають на рівновагу. Для системи, яку із зовнішніх чинників впливають лише температура і тиск, можна записати: С = К – Ф + 2

Системи класифікують за кількістю компонентів (одно-, двокомпонентні і т. д.), за кількістю фаз (одно-, двофазні і т. д.) та числу ступенів свободи (інваріантні, моно-, диваріантні і т. д.). Для систем із фазовими переходами зазвичай розглядають графічну залежність стану системи від зовнішніх умов – тобто діаграми стану.

Аналіз діаграм стану дозволяє визначити кількість фаз у системі, межі їх існування, характер взаємодії компонентів. В основі аналізу діаграм стану лежать два принципи: принцип безперервності та принцип відповідності.

Принцип безперервності: при безперервній зміні параметрів стану всі властивості окремих фаз змінюються також безперервно; властивості системи в цілому змінюються безперервно до тих пір, поки не зміниться число або природа фаз у системі, що призводить до стрибкоподібної зміни властивостей системи.

Принцип відповідності: на діаграмі стану системи кожній фазі відповідає частина поверхні – поле фази. Лінії перетину площин відповідають рівновазі між двома фазами. Будь-яка точка на діаграмі стану (фігуративна точка) відповідає певному стану системи з певними значеннями параметрів стану.

Розглянемо та проаналізуємо діаграму стану води. Вода – єдина присутня в системі речовина, число незалежних компонентів К = 1. Діаграма стану води У системі можливі три фазові рівноваги: між рідиною та газом (лінія ОА – залежність тиску насиченої пари води від температури), твердим тіломта газом (лінія ОВ – залежність тиску насиченої пари над льодом від температури), твердим тілом та рідиною (лінія ОС – залежність температури плавлення льоду від тиску). Три криві мають точку перетину О, звану потрійною точкою води; потрійна точка відповідає рівновазі між трьома фазами.

У потрійній точці система трифазна та число ступенів свободи дорівнює нулю; три фази можуть бути у рівновазі лише за суворо певних значеннях Т і Р (для води потрійна точка відповідає стану з Р = 6. 1 к. Па і Т = 273. 16 К). Усередині кожної з ділянок діаграми (АОВ, ВОС, АОС) система однофазна; число ступенів свободи системи дорівнює двом (система диваріантна), тобто можна одночасно змінювати і температуру, і тиск, не викликаючи зміни числа фаз у системі: С = 1 - 1 + 2 = 2 Діаграма стану води На кожній з ліній число фаз у системі одно двом і, згідно з правилами фаз, система моноваріантна, тобто для кожного значення температури є тільки одне значення тиску, при якому система двофазна: С = 1 - 2 + 2 = 1

«ОСНОВИ ХІМІЧНОЇ ТЕРМОДИНАМІКИ, ХІМІЧНОЇ КИНЕТИКИ ТА РАВНОВАГИ»

Основи хімічної термодинаміки

1 . Що вивчає хімічна термодинаміка:

1) швидкості перебігу хімічних перетворень та механізми цих перетворень;

2) енергетичні характеристики фізичних та хімічних процесів та здатність хімічних систем виконувати корисну роботу;

3) умови усунення хімічної рівноваги;

4) вплив каталізаторів на швидкість біохімічних процесів.

2. Відкритою системою називають таку систему, яка:

3. Закритою системою називають таку систему, яка:

1) не обмінюється із навколишнім середовищем ні речовиною, ні енергією;

2) обмінюється з навколишнім середовищем та речовиною, та енергією;

3) обмінюється із навколишнім середовищем енергією, але не обмінюється речовиною;

4) обмінюється з навколишнім середовищем речовиною, але з обмінюється енергією.

4. Ізольованою системою називають таку систему, яка:

1) не обмінюється із навколишнім середовищем ні речовиною, ні енергією;

2) обмінюється з навколишнім середовищем та речовиною, та енергією;

3) обмінюється із навколишнім середовищем енергією, але не обмінюється речовиною;

4) обмінюється з навколишнім середовищем речовиною, але з обмінюється енергією.

5. До якого типу термодинамічних систем належить розчин, що знаходиться в запаяній ампулі, поміщеній у термостат?

1) ізольовані;

2) відкритої;

3) закритою;

4) стаціонарний.

6. До якого типу термодинамічних систем належить розчин, що знаходиться в запаяній ампулі?

1) ізольовані;

2) відкритої;

3) закритою;

4) стаціонарний.

7. До якого типу термодинамічних систем належить жива клітина?

1) відкритої;

2) закритою;

3) ізольовані;

4) рівноважний.

8 . Які параметри термодинамічної системи називають екстенсивними?

1) величина яких залежить від кількості частинок у системі;

3) величина яких залежить від агрегатного стану системи;

9. Які параметри термодинамічної системи називають інтенсивними?

!) величина яких не залежить від кількості частинок у системі;

2) величина яких залежить від кількості частинок у системі;

3) величина яких залежить від агрегатного стану;

4) величина яких залежить від часу.

10 . Функціями стану термодинамічної системи називають такі величини, які:

1) залежать тільки від початкового та кінцевого стану системи;

2) залежить від шляху процесу;

3) залежать лише від початкового стану системи;

4) залежать лише від кінцевого стану системи.

11 . Які величини є функціями стану системи: а) внутрішня енергія; б) робота; в) теплота; г) ентальпія; д) ентропія.

3) усі величини;

4) а, б, в, р.

12 . Які з таких властивостей є інтенсивними: а) щільність; б) тиск; в) маса; г) температура; д) ентальпія; е) обсяг?

3) б, в, г, е;

13. Які з таких властивостей є екстенсивними: а) щільність; б) тиск; в) маса; г) температура; д) ентальпія; е) обсяг?

3) б, в, г, е;

14 . Які форми обміну енергією між системою та навколишнім середовищем розглядає термодинаміка: а) теплота; б) робота; в) хімічна; г) електрична; д) механічна; е) ядерна та сонячна?

2) в, г, д, е;

3) а, в, г, д, е;

4) а, в, г, д.

15. Процеси, що протікають за постійної температури, називаються:

1) ізобаричними;

2) ізотермічними;

3) ізохоричними;

4) адіабатичними.

16 . Процеси, що протікають при постійному обсязі, називаються:

1) ізобаричними;

2) ізотермічними;

3) ізохоричними;

4) адіабатичними.

17 . Процеси, що протікають при постійному тиску, називаються:

1) ізобаричними;

2) ізотермічними;

3) ізохоричними;

4) адіабатичними.

18 . Внутрішня енергія системи - це: 1) весь запас енергії системи, крім потенційної енергії її становища та кінетичної енергії системи загалом;

2) весь запас енергії системи;

3) весь запас енергії системи, крім потенційної енергії її становища;

4) величина, що характеризує міру невпорядкованості розташування частинок системи.

19 . Який закон відображає зв'язок між роботою, теплотою та внутрішньою енергією системи?

1) другий закон термодинаміки;

2) закон Гесса;

3) перший закон термодинаміки;

4) закон Вант-Гофф.

20 . Перший закон термодинаміки відображає зв'язок між:

1) роботою, теплотою та внутрішньою енергією;

2) вільною енергією Гіббса, ентальпією та ентропією системи;

3) роботою та теплотою системи;

4) роботою та внутрішньою енергією.

21 . Яке рівняння є математичним виразом першого закону термодинаміки для ізольованих систем?

l) AU = 0 2) AU = Q-p-AV 3) AG = AH-TAS

22 . Яке рівняння є математичним виразом першого закону термодинаміки для закритих систем?

1) AU = 0; 2) AU = Q-p-AV;

3) AG = AH - T * AS;

23 . Постійною чи змінною величиною є внутрішня енергія ізольованої системи?

1) незмінною;

2) змінною.

24 . В ізольованій системі протікає реакція згоряння водню з утворенням рідкої води. Чи змінюється внутрішня енергія та ентальпія системи?

1) внутрішня енергія не зміниться, ентальпія зміниться;

2) внутрішня енергія зміниться, ентальпія не зміниться;

3) внутрішня енергія не зміниться, ентальпія не зміниться;

4) внутрішня енергія зміниться, ентальпія зміниться.

25 . За яких умов зміна внутрішньої енергії дорівнює теплоті, яку отримує система з навколишнього середовища?

1) при постійному обсязі;

3) при постійному тиску;

4) ні за яких.

26 . Тепловий ефект реакції, що протікає при постійному обсязі, називається зміною:

1) ентальпії;

2) внутрішньої енергії;

3) ентропії;

4) вільної енергії Гіббса.

27 . Ентальпія реакції - це:

28. Хімічні процеси, при протіканні яких відбувається зменшення ентальпії системи та у зовнішнє середовище виділяється теплота, називаються:

1) ендотермічний;

2) екзотермічними;

3) екзергонічними;

4) ендергонічними.

29 . За яких умов зміна ентальпії дорівнює теплоті, яку отримує система з навколишнього середовища?

1) при постійному обсязі;

2) за постійної температури;

3) при постійному тиску;

4) ні за яких.

30 . Тепловий ефект реакції, що протікає при постійному тиску, називається зміною:

1) внутрішній енергії;

2) жодне з попередніх визначень неправильне;

3) ентальпії;

4) ентропії.

31. Які процеси називають ендотермічними?

32 . Які процеси називають екзотермічними?

1) для яких АН негативно;

2) для яких AG негативно;

3) для яких АН є позитивним;

4) для яких AG є позитивним.

33 . Вкажіть формулювання закону Гесса:

1) тепловий ефект реакції залежить тільки від початкового та кінцевого стану системи та не залежить від шляху реакції;

2) теплота, що поглинається системою при постійному обсязі, дорівнює зміні внутрішньої енергії системи;

3) теплота, що поглинається системою при постійному тиску, дорівнює зміні ентальпії системи;

4) тепловий ефект реакції не залежить від початкового та кінцевого стану системи, а залежить від шляху реакції.

34. Який закон є основою розрахунків калорійності продуктів харчування?

1) Вант-Гофф;

3) Сєченова;

35. При окисненні яких речовин в умовах організму виділяється більша кількість енергії?

1) білки;

3) вуглеводів;

4) вуглеводів та білків.

36 . Мимовільним називається процес, який:

1) здійснюється без допомоги каталізатора;

2) супроводжується виділенням теплоти;

3) здійснюється без витрати енергії ззовні;

4) протікає швидко.

37 . Ентропія реакції – це:

1) кількість теплоти, що виділяється або поглинається в ході хімічної реакції за ізобарно-ізотермічних умов;

2) кількість теплоти, що виділяється або поглинається в ході хімічної реакції при ізохорно-ізотермічних умовах;

3) величина, що характеризує можливість мимовільного перебігу процесу;

4) величина, що характеризує міру невпорядкованості розташування та руху частинок системи.

38 . Якою функцією стану характеризується тенденція до досягнення ймовірного стану, якому відповідає максимальна безладність розподілу частинок?

1) ентальпією;

2) ентропією;

3) енергією Гіббса;

4) внутрішньої енергії.

39 . В якому співвідношенні знаходяться ентропії трьох агрегатних станів однієї речовини: газу, рідини, твердого тіла:

I) S(г) > S(ж) > S(тв); 2) S(тв)>S(ж)>S(г); 3) S(ж)>S(г)>S(TB); 4) агрегатний стан впливає значення ентропії.

40 . У якому з наступних процесів має спостерігатися найбільша позитивна зміна ентропії:

1) СН3ОН (тв) -> СН, ВІН (г);

2) СH4OH (тв) -> СН 3 ВІН (ж);

3) СН, ОН (г) -> CH4OH (тв);

4) СН, ВІН (ж) -> СН3ОН (тв).

41 . Виберіть правильне твердження: ентропія системи збільшується за умови:

1) підвищення тиску;

2) переході від рідкого до твердого агрегатного стану

3) підвищення температури;

4) переході від газоподібного до рідкого стану.

42. Яку термодинамічну функцію можна використати, щоб передбачити можливість мимовільного перебігу реакції в ізольованій системі?

1) ентальпію;

2) внутрішню енергію;

3) ентропію;

4) потенційну енергію системи.

43 . Яке рівняння є математичним виразом 2-го закону термодинаміки для ізольованих систем?

44 . Якщо система оборотним чином отримує кількість теплоти Q при температурі Т, то T;

2) збільшується на величину Q/T;

3) зростає на величину, більшу за Q/T;

4) зростає величину, меншу Q/T.

45 . В ізольованій системі мимовільно протікає хімічна реакція з утворенням певної кількості продукту. Як змінюється ентропія такої системи?

1) збільшується

2) зменшується

3) не змінюється

4) досягає мінімального значення

46 . Вкажіть, у яких процесах і за яких умов зміна ентропії може дорівнювати роботі процесу?

1) у ізобарних, при постійних Р і Т;

2) у ізохорних, при постійних V і Т;

З) зміна ентропії ніколи не дорівнює роботі; 4) в ізотермічних, при постійних Р і 47 . Як зміниться пов'язана енергія системи TS при нагріванні та її конденсації?

1) при нагріванні росте, при конденсації зменшується;

2) при нагріванні зменшується, при конденсації зростає;

3) не відбувається зміна T-S;

4) при нагріванні та конденсації зростає.

48 . Які параметри системи необхідно підтримувати постійними, щоб за знаком зміни ентропії можна було судити про напрямок мимовільного перебігу процесу?

1) тиск та температуру;

2) обсяг та температуру;

3) внутрішню енергію та обсяг;

4) лише температуру.

49 . В ізольованій системі всі мимовільні процеси протікають у бік збільшення безладдя. Як у своїй змінюється ентропія?

1) не змінюється;

2) збільшується;

3) зменшується;

4) спочатку збільшується, а потім зменшується.

50 . Ентропія зростає на величину Q/T для:

1) оборотного процесу;

2) необоротного процесу;

3) гомогенного;

4) гетерогенність.

51 Як змінюється ентропія системи за рахунок прямої та зворотної реакції при синтезі аміаку?

3) ентропія не змінюється під час реакції;

4) ентропія збільшується для прямої та зворотної реакції.

52 . Якими одночасно чинними факторами визначається спрямованість хімічного процесу?

1) ентальпійним та температурним;

2) ентальпійним та ентропійним;

3) ентропійним та температурним;

4) зміною енергії Гіббса та температури.

53. В ізобарно-ізотермічних умовах максимальна робота, яка здійснюється системою:

1) дорівнює втраті енергії Гіббса;

2) більше втрати енергії Гіббса;

3) менше втрат енергії Гіббса;

4) дорівнює спаду ентальпії.

54 . Яких умов необхідно дотримуватися, щоб максимальна робота в системі відбувалася за рахунок втрат енергії Гіббса?

1) необхідно підтримувати постійними V та t;

2) необхідно підтримувати постійними Р та t;

3) необхідно підтримувати постійними АН та AS;

4) необхідно підтримувати постійними PіV

55 . За рахунок чого відбувається максимальна корисна робота хімічної реакції при постійних тиску та температурі?

1) за рахунок втрат енергії Гіббса;

3) за рахунок збільшення ентальпії;

4) з допомогою зменшення ентропії.

56. За рахунок чого відбувається маскімальна корисна робота живим організмом в ізобарно-ізотермічних умовах?

1) за рахунок убутку ентальпії;

2) з допомогою збільшення ентропії;

3) за рахунок втрат енергії Гіббса;

4) за рахунок збільшення енергії Гіббса.

57 . Які процеси називають ендергонічними?

58. Які процеси називають екзергонічними?

2) AG 0; 4) AG> 0.

59. Мимовільний характер процесу краще визначати шляхом оцінки:

1) ентропії;

3) ентальпії;

2) вільної енергії Гіббса;

4) температурі.

60 . Яку термодинамічну функцію можна використовувати для передбачення можливості мимовільного перебігу процесів у живому організмі?

1) ентальпію;

3) ентропію;

2) внутрішню енергію;

4) вільну енергію Гіббса.

61 . Для оборотних процесів зміна вільної енергії Гіббса...

1) завжди дорівнює нулю;

2) завжди негативно;

3) завжди позитивно;

62 . Для незворотних процесів зміна вільної енергії:

1) завжди дорівнює нулю;

2) завжди негативно;

3) завжди позитивно;

4) позитивно чи негативно залежно від обставин.

63. В ізобарно-ізотермічних умовах у системі мимовільно можуть здійснюватися лише такі процеси, внаслідок яких енергія Гіббса:

1) не змінюється;

2) збільшується;

3) зменшується;

4) досягає максіального значення.

64 . Для деякої хімічної реакції у газовій фазі при постійних Р та TAG > 0. У якому напрямку мимоволі протікає ця реакція?

Г) у прямому напрямку;

2) не може протікати за цих умов;

3) у зворотному напрямку;

4) перебуває у стані рівноваги.

65 . Який знак AG процесу танення льоду при 263 К?

66 . У якому з таких випадків реакція неможлива за будь-яких температур?

1) AH> 0; AS> 0; 2) AH> 0; AH

3) A # 4) AH = 0; AS = 0.

67. У якому з таких випадків реакція можлива за будь-яких температур?

1) ДH 0; 2) AH 0; AS > 0; 4) AH = 0; AS = 0.

68 . Якщо АН

1) [АН] > ;

2) при будь-яких співвідношеннях АН та TAS; 3) (AH)

4) [АН] = [Т-А S].

69 . За яких значень за знаком АН і AS у системі можливі лише екзотермічні процеси?

70. При яких співвідношеннях АН та T* AS хімічний процес спрямований у бік ендотермічної реакції:

71 . За яких постійних термодинамічних параметрів зміна ентальпії може бути критерієм напряму мимовільного процесу? Який знак DH у умовах вказує на мимовільний процес?

1) при постійних S та Р, АН

3) при постійних Put, АН

2) при постійних 5 та Р, АН > 0; 4) за постійних Vn t, АН > 0.

72 . Чи можна і в яких випадках за знаком зміни ентальпії в ході хімічної реакції судити про можливість її протікання при постійних Ті Р1

1) можна, якщо ЛЯ» T-AS;

2) за даних умов не можна;

3) можна, якщо АН «T-AS;

4) можна якщо АН = T-AS.

73 . Реакція ЗН 2 + N 2 -> 2NH 3 проводиться при 110°С, тому всі реагенти і продукти знаходяться в газовій фазі. Які із зазначених нижче величин зберігаються в ході реакції?

2) ентропія;

3) ентальпія;

74 . Які з наступних тверджень є правильними для реакцій, що протікають у стандартних умовах?

1) ендотермічні реакції не можуть протікати спонтанно;

2) ендотермічні реакції можуть протікати за досить низьких температур;

3) ендотермічні реакції можуть протікати за високих температур, якщо AS > 0;

4) ендотермічні реакції можуть протікати при високих температурах, якщо AS

75 . Які особливості біохімічних процесів: а) підпорядковуються принципу енергетичного сполучення; б) зазвичай оборотні; в) складні; г) тільки екзергонічні (AG

1) а, б, в, г;

2) б, в, г; 3) а, 6, в; 4), д.

76 . Екзергонічні реакції в організмі протікають мимовільно, оскільки:

77 . Ендергонічні реакції в організмі вимагають підведення енергії, оскільки: 1) AG > 0;

78 . При гідролізі будь-якого пептиду АН 0, чи буде цей процес мимовільно протікати?

1) буде, оскільки AG > 0;

3) не буде, оскільки AG > 0;

2) буде, тому що AG

4) не буде, тому що AG

79 . Калорійністю поживних речовин називається енергія:

1) що виділяється при повному окисненні 1 г поживних речовин;

2) виділяється при повному окисненні 1 моль поживних речовин;

3) необхідна для повного окиснення 1 г поживних речовин;

4) необхідна для повного окиснення 1 моль поживних речовин.

80 . Для процесу теплової денатурації багатьох ферментів ЛЯ>0 і AS>0. Чи може цей процес протікати мимовільно?

1) може за високих температур, оскільки \T-AS\ > |АД];

2) може при низьких температурах, тому що \T-AS\

3) неспроможна, оскільки \T-AS\ > |AH];

4) не може, тому що \T-AS\

81 . Для процесу теплової гідратації багатьох білків АН

1) може за досить низьких температурах, оскільки |AH| > \T-AS\;

2) може за досить низьких температурах, оскільки |АЯ|

3) може за високих температур, оскільки |АH)

4) не може за жодних температур.

Програма

Параметрів хімічнихреакцій, хімічного рівноваги; - розраховувати теплові ефекти та швидкість хімічнихреакцій... реакцій; - основифізичної та колоїдної хімії, хімічної кінетики, електрохімії, хімічної термодинамікита термохімії; ...

Завдання професійної діяльності випускника. Компетенції випускника, що формуються в результаті освоєння ОПВ вп. Документи, що регламентують зміст та організацію освітнього процесу при реалізації ОПП (3)

Регламент

Модуль 2. Основні фізико- хімічнізакономірності перебігу хімічнихпроцесів Основи хімічної термодинаміки. Основи хімічної кінетики. Хімічне рівновага. Модуль 3. Основихімії розчинів Загальні...

Цей посібник може бути використаний для самостійної роботи студентами нехімічних спеціальностей.

Документ

Прості речовини. На цій основів хімічної термодинамікистворено систему розрахунку теплових ефектів... , Cr2O3? ТЕМА 2. ХІМІЧНА КінетикаІ ХІМІЧНЕ РІВНОВАГАЯк було показано раніше, хімічна термодинамікадозволяє передбачити принципову...

Робоча програма дисципліни хімія напрям підготовки

Робоча програма

4.1.5. Окисно-відновні процеси. Основиелектрохімії Окисно-відновні процеси. ... Способи кількісного виразу складу розчинів. 5 Хімічна термодинаміка 6 Кінетикаі рівновага. 7 Дисоціація, рН, гідроліз 8 ...

1 . Що вивчає хімічна термодинаміка:

1) швидкості перебігу хімічних перетворень та механізми цих перетворень;

3) умови усунення хімічної рівноваги;

4) вплив каталізаторів на швидкість біохімічних процесів.

2. Відкритою системою називають таку систему, яка:

2) обмінюється з навколишнім середовищем та речовиною, та енергією;

3. Закритою системою називають таку систему, яка:

1) не обмінюється із навколишнім середовищем ні речовиною, ні енергією;

3) обмінюється з навколишнім середовищем енергією, але не обмінюється речовиною;

4) обмінюється з навколишнім середовищем речовиною, але з обмінюється енергією.

4. Ізольованою системою називають таку систему, яка:

1) не обмінюється з навколишнім середовищем ні речовиною, ні енергією;

2) обмінюється з навколишнім середовищем та речовиною, та енергією;

3) обмінюється із навколишнім середовищем енергією, але не обмінюється речовиною;

4) обмінюється з навколишнім середовищем речовиною, але з обмінюється енергією.

1) ізольовані;

2) відкритої;

3) закритою;

4) стаціонарний.

6. До якого типу термодинамічних систем належить розчин, що знаходиться в запаяній ампулі?

1) ізольовані;

2) відкритої;

3) закритою;

4) стаціонарний.

7. До якого типу термодинамічних систем належить жива клітина?

1) відкритої;

2) закритою;

3) ізольовані;

4) рівноважний.

8 . Які параметри термодинамічної системи називають екстенсивними?

1) величина яких залежить від кількості частинок у системі;

2) величина яких залежить від кількості частинок у системі;

3) величина яких залежить від агрегатного стану системи;

9. Які параметри термодинамічної системи називають інтенсивними?

!) величина яких не залежить від кількості частинок у системі;

2) величина яких залежить від кількості частинок у системі;

3) величина яких залежить від агрегатного стану;

4) величина яких залежить від часу.

10 . Функціями стану термодинамічної системи називають такі величини, які:

1) залежать тільки від початкового та кінцевого стану системи;

2) залежить від шляху процесу;

3) залежать лише від початкового стану системи;

4) залежать лише від кінцевого стану системи.

11 . Які величини є функціями стану системи: а) внутрішня енергія; б) робота; в) теплота; г) ентальпія; д) ентропія.

1) а, г, д;

3) усі величини;

4) а, б, в, р.

12 . Які з таких властивостей є інтенсивними: а) щільність; б) тиск; в) маса; г) температура; д) ентальпія; е) обсяг?

1) а, б, г;

3) б, в, г, е;

1) в де;

3) б, в, г, е;

1)а,б;

2) в, г, д, е;

3) а, в, г, д, е;

4) а, в, г, д.

15. Процеси, що протікають за постійної температури, називаються:

1) ізобаричними;

2) ізотермічними;

3) ізохоричними;

4) адіабатичними.

16 . Процеси, що протікають при постійному обсязі, називаються:

1) ізобаричними;

2) ізотермічними;

3) ізохоричними;

4) адіабатичними.

17 . Процеси, що протікають при постійному тиску, називаються:

1) ізобаричними;

2) ізотермічними;

3) ізохоричними;

4) адіабатичними.

18 . Внутрішня енергія системи – це: 1) весь запас енергії системи, крім потенційної енергії її становища такінетичної енергіїсистеми загалом;

2) весь запас енергії системи;

3) весь запас енергії системи, крім потенційної енергії її становища;

4) величина, що характеризує міру невпорядкованості розташування частинок системи.

19 . Який закон відображає зв'язок між роботою, теплотою та внутрішньою енергією системи?

1) другий закон термодинаміки;

2) закон Гесса;

3) перший закон термодинаміки;

4) закон Вант-Гофф.

20 . Перший закон термодинаміки відображає зв'язок між:

1) роботою, теплотою та внутрішньою енергією;

2) вільною енергією Гіббса, ентальпією та ентропією системи;

3) роботою та теплотою системи;

4) роботою та внутрішньою енергією.

21 . Яке рівняння є математичним виразом першого закону термодинаміки для ізольованих систем?

l)AU=0 2) AU = Q-p-AV 3) AG = AH-TAS

22 . Яке рівняння є математичним виразом першого закону термодинаміки для закритих систем?

2) AU = Q-p-AV;

3) AG = AH - T * AS;

23 . Постійною чи змінною величиною є внутрішня енергія ізольованої системи?

1) постійною;

2) змінною.

1) внутрішня енергія не зміниться, ентальпія зміниться;

2) внутрішня енергія зміниться, ентальпія не зміниться;

3) внутрішня енергія не зміниться, ентальпія не зміниться;

4) внутрішня енергія зміниться, ентальпія зміниться.

25 . За яких умов зміна внутрішньої енергії дорівнює теплоті, яку отримує система з навколишнього середовища?

1) при постійному обсязі;

3) при постійному тиску;

4) ні за яких.

26 . Тепловий ефект реакції, що протікає при постійному обсязі, називається зміною:

1) ентальпії;

2) внутрішньої енергії;

3) ентропії;

4) вільної енергії Гіббса.

27 . Ентальпія реакції - це:

1) кількість теплоти, що виділяється або поглинається в ході хімічної реакції при ізобарно-ізотермічних умовах;

4) величина, що характеризує міру невпорядкованості розташування та руху частинок системи.

1) ендотермічний;

2) екзотермічними;

3) екзергонічними;

4) ендергонічними.

29 . За яких умов зміна ентальпії дорівнює теплоті, яку отримує система з навколишнього середовища?

1) при постійному обсязі;

2) за постійної температури;

3) при постійному тиску;

4) ні за яких.

30 . Тепловий ефект реакції, що протікає при постійному тиску, називається зміною:

1) внутрішній енергії;

2) жодне з попередніх визначень неправильне;

3) ентальпії;

4) ентропії.

31. Які процеси називають ендотермічними?

1) для яких АН негативно;

3) для якихАНпозитивно;

32 . Які процеси називають екзотермічними?

1) для якихАНнегативно;

2) для яких AGнегативно;

3) для яких АН є позитивним;

4) для яких AGпозитивно.

33 . Вкажіть формулювання закону Гесса:

1) тепловий ефект реакції залежить тільки від початкового та кінцевого стану системи і не залежить від шляху реакції;

2) теплота, що поглинається системою при постійному обсязі, дорівнює зміні внутрішньої енергії системи;

3) теплота, що поглинається системою при постійному тиску, дорівнює зміні ентальпії системи;

34. Який закон є основою розрахунків калорійності продуктів харчування?

1) Вант-Гофф;

2) Гесса;

3) Сєченова;

35. При окисненні яких речовин в умовах організму виділяється більша кількість енергії?

1) білки;

2) жирів;

3) вуглеводів;

4) вуглеводів та білків.

36 . Мимовільним називається процес, який:

1) здійснюється без допомоги каталізатора;

2) супроводжується виділенням теплоти;

3) здійснюється без витрати енергії ззовні;

4) протікає швидко.

37 . Ентропія реакції – це:

1) кількість теплоти, що виділяється або поглинається в ході хімічної реакції за ізобарно-ізотермічних умов;

3) величина, що характеризує можливість мимовільного перебігу процесу;

4) величина, що характеризує міру невпорядкованості розташування та руху частинок системи.

1) ентальпією;

2) ентропією;

3) енергією Гіббса;

4) внутрішньої енергії.

I) S(г) >S(ж) >S(Тв); 2) S(тв)>S(ж)>S(г); 3) S(ж)>S(г)>S(TB); 4) агрегатний стан впливає значення ентропії.

40 . У якому з наступних процесів має спостерігатися найбільша позитивна зміна ентропії:

1) СН3ОН (тв) -> СН, ВІН (г);

2) СH3OH(тв) --> СН 3 ВІН (ж);

3) СН,ОН (г) -> CH3OH(тв);

4) СН, ВІН (ж) -> СН3ОН (тв).

41 . Виберіть правильне твердження: ентропія системи збільшується за умови:

1) підвищення тиску;

2) переході від рідкого до твердого агрегатного стану

3) підвищення температури;

4) переході від газоподібного до рідкого стану.

1) ентальпію;

2) внутрішню енергію;

3) ентропію;

4) потенційну енергію системи.

43 . Яке рівняння є математичним виразом 2-го закону термодинаміки для ізольованих систем?

2) AS> Q \ T

44 . Якщо система оборотним чином отримує кількість теплоти Q при температурі Т, то обT;

2) зростає на величинуQ/ T;

3) зростає на величину, більшу за Q/T;

4) зростає величину, меншу Q/T.

1) збільшується

2) зменшується

3) не змінюється

4) досягає мінімального значення

46 . Вкажіть, у яких процесах і за яких умов зміна ентропії може дорівнювати роботі процесу?

1) у ізобарних, при постійних Р і Т;

2) у ізохорних, при постійних Vі Т;

З) зміна ентропії ніколи не дорівнює роботі;

4) в ізотермічних, при постійних Р і 47 . Як зміниться пов'язана енергія системи TS при нагріванні та при її конденсації?

Основні поняття та закони хімії. Хімічний зв'язок. Будова та властивості речовини

1. Які речовини називають простими? Складними? З наведених речовин виберіть прості: СО, 3, СаО, К, Н 2 , Н 2 О.

2. Які речовини називають оксидами? Кислотами? Підставами? Солями?

3. З наведених оксидів – SO 2 , CaO, ZnO, Cr 2 O 3 , CrO, P 2 O 5 , CO 2 , Cl 2 O 3 , Al 2 O 3 – виберіть основні, кислотні та амфотерні.

4. Які солі відносять до кислих, основних, середніх, подвійних, змішаних, комплексних?

5. Назвіть такі сполуки: ZnOHCl, KHSO 3 , NaAl(SO 4) 2 . До якого класу з'єднань вони належать?

6. Що називають основою кислоти?

7. З наведених гідроксидів виберіть амфотерні: Fe(OH) 2 , KOH, Al(OH) 3 , Ca(OH) 2 , Fe(OH) 3 , Pb(OH) 2 .

8. Що називають схемою реакції? Рівняння реакції?

9. Як називають числа, що стоять у рівнянні реакції? Що вони демонструють?

10. Як перейти від схеми реакції рівняння?

11. З якими речовинами вступають у взаємодію основні оксиди? Амфотерні оксиди? Кислотні оксиди?

12. З якими речовинами вступають у взаємодію основи?

13. З якими речовинами вступають у взаємодію кислоти?

14. З якими речовинами вступають у взаємодію солі?

15. Визначте масові частки елементів азотної кислоти HNO 3.

16. Які метали взаємодіють із лугами?

17. Які метали взаємодіють із розчинами сірчаної та соляної кислот?

18. Які продукти утворюються при взаємодії металів із азотною кислотою різної концентрації?

19. Які реакції називають реакціями розкладання? З'єднання? Заміщення? Окисно-відновними?

20. Складіть рівняння реакцій: CrCl 3 + NaOH→; CrCl 3 + 2NaOH→; CrCl 3 + 3NaOH→; CrCl 3 + NaOH (надлишок) →.

21. Складіть рівняння реакцій: Al + KOH →; Al+KOH+Н2О →.

22. Що називають атомом? Хімічним елементом? Молекулою?

23. Які елементи належать до металів? Неметаллам? Чому?

24. Що називають хімічною формулою речовини? Що вона вказує?

25. Що називають структурною формулою речовини? Що вона вказує?

26. Що називають кількістю речовини?

27. Що називають молем? Що він демонструє? Яка кількість структурних одиниць міститься у молі речовини?

28. Які маси елементів зазначені у Періодичній системі?

29. Що називають відносними атомними, молекулярними масами? Як їх визначають? Які їхні одиниці виміру?

30. Що називають молярною масою речовини? Як її визначають? Яка її одиниця виміру?

31. Які умови називають нормальними умовами?

32. Який обсяг займає 1 моль газу за н.у.? 5 моль газу за н.у.?

33. З чого складається атом?

34. Із чого складається ядро атома? Який заряд має ядро атома? Чим визначається заряд ядра атома? Чим визначається маса ядра атома?

35. Що називають масовим числом?

36. Що називають енергетичним рівнем? Скільки електронів розташовано на окремому енергетичному рівні?

37. Що називають атомною орбіталлю? Як її зображають?

38. Що характеризує основне квантове число? Орбітальне квантове число? Магнітне квантове число? Спинове квантове число?

39. Який зв'язок між головним та орбітальним квантовими числами? Між орбітальним та магнітним квантовими числами?

40. Як називають електрони с = 0? = 1? = 2? = 3? Скільки орбіталей відповідає кожному з даних станів електрона?

41. Який стан атома називають основним? Збудженим?

42. Скільки електронів може розташовуватися на одній атомній орбіталі? Чим вони відрізняються?

44. Скільки та які підрівні можуть розташовуватися на першому енергетичному рівні? На другому? На третьому? На четвертому?

45. Сформулюйте принцип найменшої енергії, правила Клечковського, принцип Паулі, правило Хунда, періодичний закон.

46. Що періодично змінюється для атомів елементів?

47. Що спільного елементи однієї підгрупи? Одного періоду?

48. Чим відрізняються елементи основних підгруп від елементів побічних підгруп?

49. Складіть електронні формули іонів Сr+3, Са+2, N-3. Яка кількість неспарених електронівмають вказані іони?

50. Яку енергію називають енергією іонізації? Спорідненістю до електрона? Електронегативністю?

51. Як змінюються радіуси атомів та іонів у групі та в періоді Періодичної системи Д.І. Менделєєва?

52. Як змінюються електронегативності атомів у групі та в періоді Періодичної системи Д.І. Менделєєва?

53. Як змінюються металеві властивості елементів та властивості їх сполук у групі та в періоді Періодичної системи Д.І. Менделєєва?

54. Складіть формули вищих оксидів алюмінію, фосфору, брому, марганцю.

55. Як визначається кількість протонів, нейтронів та електронів в атомі?

56. Скільки протонів, нейтронів та електронів міститься в атомі цинку?

57. Скільки електронів і протонів міститься в іонах Сr +3 Са +2 N -3 ?

58. Чи сформулюйте закон збереження маси? Що залишається постійним під час протікання будь-якої хімічної реакції?

59. Який параметр залишається постійним у ізобарних хімічних реакціях?

60. Сформулюйте закон сталості складу. Для речовин якої структури він справедливий?

61. Сформулюйте закон Авогадро та наслідки з нього.

62. Якщо щільність газу азотом становить 0,8, то яка молярна маса газу?

63. У разі зміни яких зовнішніх параметрів змінюється молярний об'єм газу?

64. Сформулюйте об'єднаний газовий закон.

65. Для рівних обсягів різних газів за одних і тих самих умов маси газів будуть рівні?

66. Сформулюйте закон Дальтона. Якщо загальний тиск суміші азоту та водню становить 6 атм., а об'ємний вміст водню 20%, то які парціальні тиски компонентів?

67. Запишіть рівняння Менделєєва-Клапейрона (стану ідеального газу).

68. Яку масу має суміш газів, що складається з 11,2 л азоту та 11,2 л фтору (н.у.)?

69. Що називають хімічним еквівалентом? Молярною масою еквівалента?

70. Як визначають молярні маси еквівалентів простих та складних речовин?

71. Визначте молярні маси еквівалентів наступних речовин: О 2 , Н 2 О, СаСl 2 , Са(ОН) 2 , Н 2 S.

72. Визначте еквівалент Bi(OH) 3 у реакції Bi(OH) 3 + HNO 3 = Bi(OH) 2 (NO 3) + H 2 O.

73. Сформулюйте закон еквівалентів.

74. Що називають молярним обсягом еквівалента речовини? Як його визначають?

75. Сформулюйте закон об'ємних відносин.

76. Який обсяг кисню знадобиться на окислення 8 м 3 водню (н.у.) за реакцією 2H 2 + O 2 ↔ 2H 2 O?

77. Який обсяг хлороводню утворюється при взаємодії 15 л хлору та 20 л водню?

78. Що розуміють під хімічним зв'язком? Вкажіть характеристики хімічного зв'язку.

79. Що є мірою міцності хімічного зв'язку?

80. Що впливає розподіл електронної щільності?

81. Що визначає форму молекули?

82. Що називають валентністю?

83. Визначте валентності азоту в таких сполуках: N 2 , NH 3 , N 2 H 4 , NH 4 Cl, NaNO 3 .

84. Що називають ступенем окиснення?

85. Який зв'язок називають ковалентним?

86. Вкажіть властивості ковалентного зв'язку.

87. Як змінюється полярність зв'язку серед КI, КBr, КCl, КF?

88. Молекули якої речовини неполярні: кисень, хлороводень, аміак, оцтова кислота.

89. Що розуміють під гібридизацією валентних орбіталей?

90. Визначте типи гібридизації центральних атомів у таких речовинах: фторид берилію, хлорид алюмінію, метан.

91. Як впливає тип гібридизації на просторову будову молекул?

92. Який зв'язок називають іонним? Під впливом яких сил вона з'являється?

93. Який зв'язок називають металевим?

94. Які властивості мають речовини з металевим типом хімічного зв'язку?

95. Чому дорівнює максимальне число зв'язків, яке може утворюватися між двома атомами в молекулі?

96. Як визначається абсолютна електронегативність атома елемента?

97. Розташуйте елементи у порядку зростання їх електронегативності: Fe, C, Ag, H, Cl.

98. Що називають дипольним моментом зв'язку? Як його розраховують?

99. Які особливості мають речовини з атомними кристалічними ґратами? З молекулярними кристалічними ґратами?

100. Який зв'язок називають водневим? Від чого залежить її міцність? Між молекулами якихось неорганічних речовин вона виникає?

Термодинаміка та кінетика хімічних реакцій

1. Що вивчає термодинаміка?

2. Що називають термодинамічною системою? Які види систем є?

3. Що називають параметрами стану? Які параметри називають інтенсивними, екстенсивними? Назвіть основні параметри хімічної системи.

4. Що називають процесом? Мимовільним процесом? Циклом? Рівноважним процесом? Нерівноважним процесом? Оборотним процесом?

5. Що називають фазою? Гомогенною, гетерогенною системою?

6. Що називають функцією стану?

7. Що характеризує внутрішня енергія U? Від чого залежить внутрішня енергія?

8. Що називають теплотою Q? Які реакції є екзотермічними, ендотермічними? Як при їх протіканні змінюється теплота та ентальпія?

9. Що називають роботою p∆V?

10. Сформулюйте перший закон термодинаміки. Запишіть його математично.

11. Сформулюйте перший закон термодинаміки для ізотермічного, ізохорного та ізобарного процесів.

12. Що називають ентальпією?

13. Що називають тепловим ефектом реакції? Від чого залежить тепловий ефект?

14. Яке рівняння називають термодинамічним? Термохімічним?

15. Які умови називають стандартними?

16. Що називають ентальпією реакції? Стандартною ентальпією реакції?

17. Що називають ентальпією утворення речовини? Стандартною ентальпією утворення речовини?

18. Який стан речовини є стандартним? Чому дорівнює ентальпія утворення простої речовини у стандартному стані?

19. Ентальпія утворення H 2 SO 3 за величиною дорівнює тепловому ефекту реакції: H 2(г) + S (тв) + 1,5О 2(г) H 2 SO 3(ж); H 2(г) + SО 2(г) + 0,5О 2(г) H 2 SO 3(ж); H 2 Про (г) + SО 2(г) H 2 SO 3(ж); 2H(г) + S(тв) + 3О(г) H 2 SO 3(ж) .

20. При взаємодії 1 моля водню та 1 моля брому виділилося 500 кДж тепла. Чому дорівнює ∆Н обр, HBr?

21. При утворенні 5 молей речовини А х В поглинулося 500 кДж тепла. Чому дорівнює ΔН обр цієї речовини?

22. Що називають ентальпією згоряння? Стандартною ентальпією згоряння? Теплотворною здатністю?

23. Сформулюйте закон Гесса, перше та друге наслідки з нього.

24. Який вираз застосовно для розрахунку ∆Н р реакції 2А + 3В 2Сза наслідком закону Гесса:

∆Н р = 2∆Н обр, С + 2∆Н обр, А + 3∆Н обр, В; ∆Н р = 2∆Н обр, С – (2∆Н обр, А + 3∆Н обр, В);

∆Н р = 2∆Н обр, А + 3∆Н обр, В –2∆Н обр, С; ∆Н р = – 2∆Н обр, С – (2∆Н обр, А + 3∆Н обр, В)?

25. Стандартна ентальпія згоряння (∆Н 0 згор) метанолу СН 4 О (ж) (М = 32 г/моль) дорівнює -726,6 кДж/моль. Яка кількість тепла виділиться при згорянні 2,5 кг речовини?

26. У якому випадку стандартна ентальпія згоряння однієї речовини дорівнює стандартній ентальпії утворення іншої речовини?

27. Для яких речовин стандартна ентальпія згоряння дорівнює нулю: СО, СО2, Н2, О2?

28. Для реакції 2Cl 2(г) + 2H 2 O (ж) 4HCl (г) + О 2(г) розрахуйте стандартну ентальпію (кДж), якщо відомі стандартні ентальпії утворення речовин:

29. ∆Н = -1410,97 кДж/моль; ∆Н = -2877,13 кДж/моль. Яка кількість теплоти виділиться при сумісному спалюванні 2 моль етилену та 4 моль бутану?

30. ∆Н = -1410,97 кДж/моль; ∆Н = -2877,13 кДж/моль. Яка кількість теплоти виділиться при спалюванні 0,7 кг газової суміші, що складається з 20% етилену та 80% бутану?

31. Стандартна ентальпія реакції MgCO 3(тв) → MgO (тв) + СО 2(г) дорівнює 101,6 кДж; стандартні ентальпії освіти MgO (тв) та СО 2(г): -601,0 та -393,5 кДж/моль відповідно. Чому дорівнює стандартна ентальпія утворення карбонату магнію MgCO 3 ?

32. Що називають термодинамічною ймовірністю системи? Що називають ентропією? Як ентропія виражається через термодинамічну ймовірність?

33. Сформулюйте другий закон термодинаміки.

34. Що називають стандартною ентропією речовини?

35. Сформулюйте третій початок термодинаміки (постулат Планка).

36. Що називають ентропією реакції? Стандартною ентропією реакції?

37. Який вираз застосовується для розрахунку ΔS р реакції CH 4 + CO 2 2CO + 2H 2:

∆S р = S + S + S + S; ∆S р = S + S + 2S + 2S;

∆S р = 2S + 2S - S + S; ∆S р = 2S + 2S - S - S?

38. Для реакції 2Cl 2(u) + 2H 2 O (ж) 4HCl (г) + О 2(г) розрахуйте стандартну ентропію (Дж/К), якщо відомі стандартні ентропії утворення речовин:

39. Що називають вільною енергією Гіббса? Який її зв'язок з іншими термодинамічними функціями?

40. Як за знаком енергії Гіббса реакції визначають напрямок реакції?

41. При яких температурах можлива реакція, якщо ∆H<0, ∆S>0; ∆H<0, ∆S<0; ∆H>0, ∆S>0; ∆H>0, ∆S<0.

42. Як визначають рівноважну температуру процесу?

43. Що називають енергія Гіббса реакції ΔG р? Стандартною енергією Гіббса реакції?

44. Який вираз застосовно для розрахунку ∆G р реакції 4NH 3(г) + 5O 2(г) 4NO (г) + 6H 2 Про (ж)

∆G р = ∆G 4 + ∆G 5 + ∆G 4 + ∆G 6 ; ∆G р = ∆G + ∆G + ∆G + ∆G;

∆G р = 4∆G + 5∆G - 4∆G - 6∆G; ∆G р = 4∆G + 6∆G - 4∆G - 5∆G ?

45. Для реакції HNO 3(ж) + HNO 2(ж) 2NO 2(г) + H 2 O (ж) розрахуйте стандартну енергію Гіббсу (кДж), якщо відомі стандартні енергії Гіббсу утворення речовин:

46. Для реакції Fe (тв) + Al 2 O 3(тв) → Al (тв) + Fe 2 O 3(тв) визначте рівноважну температуру та можливість перебігу процесу при 125 0 С, якщо ∆Н = 853,8 кДж/ міль; ∆S = 37,68 Дж/моль·K.

47. Що розуміють під швидкістю хімічної реакції?

48. Сформулюйте закон чинних мас.

49. За 40 с у результаті двох реакцій Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (1) та Zn + 2HBr = ZnBr 2 + H 2 (2) утворилося по 8 г хлориду та броміду цинку. Порівняйте швидкості реакцій.

50. Якщо реакції 3Fe(NO 3) 2(р-р) + 4HNO 3 = 3Fe(NO 3) 3(р-р) + NO (г) + 2H 2 O (ж) концентрацію Fe(NO 3) 2 збільшити у 7 рази, а концентрацію HNO 3 у 4 рази, то як зміниться швидкість реакції?

51. Складіть кінетичне рівняння реакції Sb 2 S 3(тв) + 3Н 2(г) 2Sb (тв) + 3H 2 S (г) .

52. Як визначається швидкість багатостадійної реакції?

53. Як зміниться швидкість прямої реакції СО (г) + 3Н 2(г) СН 4(г) + Н 2 О (г) зі збільшенням тиску системи у 3 рази?

54. Що називають константою швидкість? Від чого залежить?

55. Що називають енергією активації? Від чого залежить?

56. Константа швидкості деякої реакції при температурі 310 К дорівнює 4,6∙10 -5 л·моль -1 ·с -1 , а при температурі 330 К 6,8·10 -5 л·моль -1 ·с -1 . Чому дорівнює енергія активації?

57. Енергія активації деякої реакції дорівнює 250 кДж/моль. Як зміниться константа швидкості при зміні температури проведення реакції від 320 К до 340 К?

58. Запишіть рівняння Арреніуса та правило Вант-Гоффа.

59. Енергія активації реакції (1) дорівнює 150 кДж/моль, енергія активації реакції (2) дорівнює 176 кДж/моль. Порівняйте константи швидкості k 1 і k 2 .

60. Чим пояснити підвищення швидкості реакції із підвищенням температури?

61. Що називають температурним коефіцієнтом реакції?

62. Чому дорівнює температурний коефіцієнт реакції, якщо константа швидкості деякої реакції при 283 і 308 К становить відповідно 1,77 і 7,56 л · моль -1 · з -1?

63. За температури 350 К реакція закінчилася за 3 с, а при температурі 330 К – за 28 с. За який час вона закінчиться за температури 310 К?

64. Як впливає енергія активації на коефіцієнт температури реакції?

65. Що називають каталізатором? Інгібітором? Промотор? Каталітичною отрутою?

66. Що називають хімічною рівновагою? Доки в системі зберігається рівноважний стан?

67. Як пов'язані швидкості прямої та зворотної реакцій у момент рівноваги?

68. Що називають константою рівноваги? Від чого залежить?

69. Виразіть константу рівноваги реакцій 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 ; Sb 2 S 3(тв) + 3Н 2 ↔ 2Sb (тв) + 3Н 2 S (г) .

70. За деякої температури константа рівноваги реакції N 2 O 4 ↔ 2NO 2 дорівнює 0,16. У вихідному стані NO 2 був, а рівноважна концентрація NO 2 становила 0,08 моль/л. Чому дорівнюють рівноважна і вихідна концентрація N 2 O 4 ?

71. Сформулюйте принцип Ле Шательє. Як впливають змішання рівноваги зміна температури, концентрації, загального тиску?

72. Хімічна динамічна рівновага в системі встановилася при 1000 К і тиску 1 атм., коли в результаті реакції Fe (тв) + СО 2 (г) ↔ FeO (тв) + СО (г) парціальний тиск вуглекислого газу став 0,54 атм. Чому дорівнює константа рівноваги К р цієї реакції?

73. Рівноважні концентрації (моль/л) компонентів газофазної системи, де відбувалася реакція

3N 2 H 4 ↔ 4NH 3 + N 2 рівні: =0,2; =0,4; =0,25. Чому дорівнює константа рівноваги оборотної

74. Рівноважні концентрації (моль/л) компонентів газофазної системи, де відбувається реакція

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 рівні: =0,12; =0,14; =0,1. Визначте вихідні концентрації N 2 та H 2 .

75. Рівноважні концентрації компонентів газової фази системи, де відбувається реакція

С (тв) + СО 2 ↔ 2СО при 1000 К і Р заг = 1 атм., Дорівнюють CО 2 - 17% про. та СО - 83% про. Чому дорівнює константа

рівноваги реакції?

76. Константа рівноваги К з оборотною газофазною реакцією СН 4 + Н 2 О ↔ СО + 3Н 2 за деякої температури дорівнює 9,54 моль 2 ·л -2 . Рівноважні концентрації метану та води рівні відповідно 0,2 моль/л та 0,4 моль/л. Визначте рівноважні концентрації СО та Н 2 .

77. Запишіть взаємозв'язок константи рівноваги К р та енергії Гіббса ∆G оборотної реакції, що протікає в ізотермічних умовах.

78. Визначте константа рівноваги К р газофазної оборотної реакції COCl 2 ↔ CO + Cl 2 ; ∆H 0 = 109,78 кДж,

∆S 0 = 136,62 Дж/К при 900 К.

79. Константа рівноваги К р газофазної реакції PCl 3 + Cl 2 ↔ PCl 5; ∆Н 0 = -87,87 кДж при 450 К дорівнює 40,29 атм -1. Визначте енергію Гіббса цього процесу (Дж/К).

80. Запишіть зв'язок між К р і К з оборотною газофазною реакцією 2СО + 2Н 2 ↔ СН 4 + СО 2 .

Подібна інформація.

Лекція 1. Хімічна термодинаміка. Хімічна кінетика та каталіз ПЛАН 1. Основні поняття термодинаміки. 2. Термохімія. 3. Хімічна рівновага. 4. Швидкість хімічних реакцій. 5. Вплив температури на швидкість реакції. 6. Явище каталізу. Підготували: к.х.н., доц. Іванець Л.М., ас. Козачок С.С. Лектор асистент кафедри фармацевтичної хімії Козачок Соломія Степанівна

Термодинаміка - Термодинаміка - це розділ фізики, що вивчає взаємні перетворення різних видів енергії, пов'язаних з переходом енергії у формі теплоти та роботи. Велике практичне значення термодинаміки в тому, що вона дозволяє розрахувати теплові ефекти реакції, заздалегідь вказати на можливість або неможливість здійснення реакції, а також умови її проходження.

Внутрішня енергія Внутрішня енергія - кінетична енергія всіх частинок системи (молекул, атомів, електронів) та потенційна енергія їх взаємодій, крім кінетичної та потенційної енергії системи загалом. Внутрішня енергія є функцією стану, тобто. її зміна визначається заданим початковим та кінцевим станами системи та не залежить від шляху процесу: U = U 2 – U 1

Перший закон термодинаміки Енергія не зникає безвісти і не виникає з нічого, а тільки переходить з одного виду в інший в еквівалентній кількості. Вічний двигун першого роду, тобто машина, що періодично діє, яка дає роботу, не витрачаючи при цьому енергії, неможливий. Q = U + W У будь-якій ізольованій системі загальний запас енергії зберігається незмінним. Q = U + W

Тепловий ефект хімічної реакції при постійному V або р не залежить від шляху проходження реакції, а визначається природою та станом вихідних речовин та продуктів реакції Закон Гесса Н 1 Н 2 Н 3 Н 4 Вихідні речовини продукти реакції Н 1 = Н 2 + Н 3 + Н 4 Н 1 = Н 2 + Н 3 + Н 4

Другий закон термодинаміки, як і перший, є наслідком багатовікового людського досвіду. Існують різні формулювання другого закону, але вони визначають напрямок мимовільних процесів: 1. Теплота не може мимоволі переходити від холодного тіла до гарячого (постулат Клаузіуса). 2. Процес, єдиним результатом якого є перетворення теплоти на роботу, неможливий (постулат Томсона). 3. Не можна побудувати машину періодичної дії, яка лише охолоджує тепловий резервуар та виконує роботу (перший постулат Планка). 4. Будь-яка форма енергії може повністю перетворитися на теплоту, але теплота перетворюється на інші види енергії лише частково (другий постулат Планка).

Ентропія – термодинамічна функція стану, тому її зміна залежить від шляху процесу, а визначається лише початковим і кінцевим станами системи. тоді S 2 - S 1 = ΔS = S 2 - S 1 = ΔS = Фізичне значення ентропії - це кількість пов'язаної енергії, яка віднесена до одного градуса: в ізольованих системах, напрямок перебігу мимовільних процесів визначається зміною ентропії.

Характеристичні функції U – функція ізохорно-ізоентропійного процесу: dU = TdS – pdV. Для довільного процесу: U 0 Н – функція ізобарно-ізоентропійного процесу: dН = TdS + Vdp Для довільного процесу: Н 0 S – функція ізольованої системи Для довільного процесу: S 0 Для довільного процесу: S 0 F – функція ізохорно-ізотермічного процесу dF = dU - TdS. Для довільного процесу: F 0 G – функція ізобарно-ізотермічного процесу: dG = dH-TdS Для довільного процесу: G 0

Класифікація хімічних реакцій за кількістю стадій Прості протікають в один елементарний хімічний актСкладні протікають в кілька стадій Зворотна реакція А В Зворотна реакція: А В Паралельні: В А С Послідовні: АВС Поєднані: А D Сполучені: А D С В Е В Е

Вплив температури на швидкість реакції Вплив температури на швидкість ферментативних реакцій t t

Порівняння Вант-Гоф: Розрахунок терміну придатності ліків за методом "прискореного старіння" Вант-Гоф: при t 2 t 1 Температурний коефіцієнт швидкості: