Reaktsiooni tekkimise tõenäosus. Miks tekivad keemilised reaktsioonid? Ülesannete variandid iseseisvaks lahendamiseks

(Kreeka sõnast kineticos drive) teadus keemiliste reaktsioonide mehhanismidest ja nende toimumise mustritest aja jooksul. Kell 19 V. Keemilise termodünaamika aluste väljatöötamise tulemusena õppisid keemikud arvutama tasakaalusegu koostist pöörduvate keemiliste reaktsioonide jaoks. Lisaks võis lihtsate arvutuste põhjal teha ilma katseid tegemata järelduse konkreetse reaktsiooni toimumise põhimõttelise võimalikkuse või võimatuse kohta antud tingimustes. Siiski on see "põhimõtteliselt võimalik"reaktsioon ei tähenda, et see läheb. Näiteks reaktsioon C + O 2® CO 2 termodünaamilisest seisukohast on see väga soodne, vähemalt temperatuuril alla 1000° C (kõrgematel temperatuuridel toimub CO molekulide lagunemine 2 ), st. süsinik ja hapnik peaksid (peaaegu 100% saagisega) muutuma süsinikdioksiidiks. Kogemus näitab aga, et kivisöetükk võib hapnikule vaba juurdepääsuga lebada aastaid õhus, ilma et see muutuks. Sama võib öelda ka paljude teiste teadaolevate reaktsioonide kohta. Näiteks võivad vesiniku segud kloori või hapnikuga püsida väga pikka aega ilma keemiliste reaktsioonideta, kuigi mõlemal juhul on reaktsioonid termodünaamiliselt soodsad. See tähendab, et pärast tasakaalu saavutamist stöhhiomeetrilises segus H 2 + Cl 2 Jääma peaks jääma ainult vesinikkloriid ja segusse 2H 2 + O 2 ainult vesi. Teine näide: atsetüleengaas on üsna stabiilne, kuigi reaktsioon C 2H2® 2C + H2 mitte ainult termodünaamiliselt lubatud, vaid sellega kaasneb ka märkimisväärne energia vabanemine. Tõepoolest, kõrgel rõhul atsetüleen plahvatab, kuid tavatingimustes on see üsna stabiilne.

Termodünaamiliselt lubatud reaktsioonid, nagu need, mida vaadeldi, võivad toimuda ainult teatud tingimustel. Näiteks pärast süttimist ühineb kivisüsi või väävel spontaanselt hapnikuga; vesinik reageerib kergesti klooriga, kui temperatuur tõuseb või ultraviolettvalgusega kokku puutudes; vesiniku ja hapniku segu (plahvatusohtlik gaas) plahvatab süütamisel või katalüsaatori lisamisel. Miks nõuavad kõik need reaktsioonid erilisi mõjutusi, nagu kuumutamine, kiiritamine ja katalüsaatorite toime? Keemiline termodünaamika sellele küsimusele ei vasta, aja mõiste selles puudub. Samas on praktilistel eesmärkidel väga oluline teada, kas antud reaktsioon toimub sekundi, aasta või paljude aastatuhandete pärast.

Kogemused näitavad, et erinevate reaktsioonide kiirus võib väga erineda. Paljud reaktsioonid toimuvad vesilahustes peaaegu koheselt. Seega, kui karmiinpunase fenoolftaleiini leeliselisele lahusele lisatakse happe liig, muutub lahus koheselt värvituks, mis tähendab, et neutraliseerimisreaktsioon, samuti indikaatori värvilise vormi värvituks muutmise reaktsioon, edasi väga kiiresti. Kaaliumjodiidi vesilahuse oksüdatsioonireaktsioon atmosfäärihapnikuga kulgeb palju aeglasemalt: reaktsioonisaaduse joodi kollane värvus ilmneb alles pika aja pärast. Raua ja eriti vasesulamite korrosiooniprotsessid, aga ka paljud teised protsessid toimuvad aeglaselt.

Keemilise reaktsiooni kiiruse ennustamine, aga ka selle kiiruse sõltuvuse väljaselgitamine reaktsioonitingimustest on keemilise kineetika – teaduse, mis uurib reaktsioonide mustreid aja jooksul – üks olulisi ülesandeid. Mitte vähem oluline on keemilise kineetika teine ülesanne - keemiliste reaktsioonide mehhanismi uurimine, see tähendab lähteainete reaktsiooniproduktideks muutmise üksikasjalik tee.

Kiirusreaktsioon. Lihtsaim viis kiiruse määramiseks on reaktsioon, mis toimub gaasiliste või vedelate reaktiivide vahel homogeenses (homogeenses) segus konstantse mahuga anumas. Sel juhul defineeritakse reaktsiooni kiirust kui reaktsioonis osaleva mis tahes aine (see võib olla lähteaine või reaktsioonisaadus) kontsentratsiooni muutust ajaühikus. Selle definitsiooni saab kirjutada tuletisena: v = d c/d t, Kus v reaktsioonikiirus; t aeg, c kontsentratsioon. Seda kiirust on lihtne kindlaks teha, kui on olemas katseandmed aine kontsentratsiooni sõltuvuse ajast. Neid andmeid kasutades saate koostada graafiku, mida nimetatakse kineetiliseks kõveraks. Reaktsiooni kiirus kineetilise kõvera antud punktis määratakse puutuja kaldega selles punktis. Puutuja kalde määramisega kaasneb alati mingi viga. Algreaktsiooni kiirus määratakse kõige täpsemalt, kuna algul on kineetiline kõver tavaliselt sirgjoone lähedal; see hõlbustab puutuja joonistamist kõvera alguspunktis.

Kui aega mõõdetakse sekundites ja kontsentratsiooni moolides liitri kohta, mõõdetakse reaktsioonikiirust ühikutes mol/(l)

· Koos). Seega ei sõltu reaktsioonikiirus reaktsioonisegu mahust: samadel tingimustel on see väikeses katseklaasis ja suuremahulises reaktoris sama.

Väärtus d

t on alati positiivne, samas kui d märk c sõltub sellest, kuidas kontsentratsioon aja jooksul muutub: see väheneb (lähteainete puhul) või suureneb (reaktsiooniproduktide puhul). Tagamaks, et reaktsioonikiirus jääks alati positiivseks, asetatakse lähteainete puhul tuletise ette miinusmärk: v = d c/d t . Kui reaktsioon toimub gaasifaasis, kasutatakse kiirusvõrrandis sageli ainete kontsentratsiooni asemel rõhku. Kui gaas on ideaalilähedane, siis rõhk R on kontsentratsiooniga seotud lihtsa võrrandiga: p = cRT. Vastavalt stöhhiomeetrilises võrrandis sisalduvatele koefitsientidele võivad reaktsiooni käigus tarbida ja moodustuda erinevad ained erineva kiirusega ( cm. STOHHIOMEETRIA), seetõttu tuleks konkreetse reaktsiooni kiiruse määramisel neid koefitsiente arvesse võtta. Näiteks ammoniaagi 3H sünteesireaktsioonis 2 + N2® 2NH3 Vesinik tarbitakse 3 korda kiiremini kui lämmastik ja ammoniaak koguneb 2 korda kiiremini kui lämmastik. Seetõttu on selle reaktsiooni kiirusvõrrand kirjutatud järgmiselt: v = 1/3 d lk(H2)/d t= d lk(N 2)/d t= +1/2 d lk(NH3)/d t . Üldiselt, kui reaktsioon on stöhhiomeetriline, st. kulgeb täpselt vastavalt kirjutatud võrrandile: aA + b B® cC + dD, selle kiirus määratakse kui v = (1/a)d[A]/d t= (1/b)d[B]/d t= (1/c)d[C]/d t= (1/d)d[D]/d t (nurksulgudes kasutatakse ainete molaarset kontsentratsiooni). Seega on iga aine kiirused üksteisega rangelt seotud ja pärast mis tahes reaktsioonis osaleja kiiruse eksperimentaalset määramist on seda lihtne arvutada mis tahes muu aine jaoks.

Enamik tööstuses kasutatavaid reaktsioone on heterogeensed-katalüütilised. Need esinevad tahke katalüsaatori ja gaasi- või vedelfaasi vahelisel liidesel. Kahe faasi kokkupuutepinnal toimuvad ka sellised reaktsioonid nagu sulfiidide röstimine, metallide, oksiidide ja karbonaatide lahustumine hapetes ning mitmed muud protsessid. Selliste reaktsioonide puhul sõltub kiirus ka liidese suurusest, mistõttu heterogeense reaktsiooni kiirus on seotud mitte ruumalaühikuga, vaid pinnaühikuga. Mõõtke pindala, millel reaktsioon toimub

See ei ole alati lihtne.

Kui reaktsioon toimub suletud mahus, on selle kiirus enamikul juhtudel maksimaalne algsel ajahetkel (kui lähteainete kontsentratsioon on maksimaalne) ja seejärel, kui lähtereaktiivid muundatakse produktideks ja vastavalt nende kontsentratsioon väheneb, reaktsioonikiirus väheneb. On ka reaktsioone, mille kiirus aja jooksul suureneb. Näiteks kui vaskplaat kastetakse puhta lämmastikhappe lahusesse, suureneb reaktsioonikiirus aja jooksul, mida on lihtne visuaalselt jälgida. Aja jooksul kiirenevad ka alumiiniumi lahustumisprotsessid leeliselahustes, paljude orgaaniliste ühendite oksüdeerimine hapnikuga ja mitmed muud protsessid. Selle kiirenduse põhjused võivad olla erinevad. Näiteks võib selle põhjuseks olla kaitsva oksiidkile eemaldamine metallpinnalt või reaktsioonisegu järkjärguline kuumutamine või reaktsiooni kiirendavate ainete kuhjumine (sellisi reaktsioone nimetatakse autokatalüütilisteks).

Tööstuses viiakse reaktsioone tavaliselt läbi lähteainete pideva reaktorisse söötmise ja saaduste eemaldamise teel. Sellistes tingimustes on võimalik saavutada konstantne keemilise reaktsiooni kiirus. Fotokeemilised reaktsioonid kulgevad samuti konstantse kiirusega, eeldusel, et langev valgus neeldub täielikult ( cm. FOTOKEEMILISED REAKTSIOONID).

Reaktsiooni piirav etapp. Kui reaktsioon viiakse läbi järjestikuste etappide kaudu (kõik need ei pruugi olla keemilised) ja üks neist etappidest nõuab palju rohkem aega kui teised, see tähendab, et see kulgeb palju aeglasemalt, siis nimetatakse seda etappi piiravaks. See on kõige aeglasem etapp, mis määrab kogu protsessi kiiruse. Vaatleme näitena ammoniaagi oksüdatsiooni katalüütilist reaktsiooni. Siin on kaks võimalikku piiravat juhtumit.

1. Reageerivate molekulide, ammoniaagi ja hapniku vool katalüsaatori pinnale (füüsikaline protsess) toimub palju aeglasemalt kui katalüütiline reaktsioon ise pinnal. Seejärel on sihtsaaduse, lämmastikoksiidi moodustumise kiiruse suurendamiseks täiesti kasutu katalüsaatori efektiivsust tõsta, kuid tuleb hoolitseda selle eest, et kiirendada reaktiivide ligipääsu pinnale.

2. Reagentide kohaletoimetamine pinnale toimub palju kiiremini kui keemiline reaktsioon ise. Siin on mõttekas katalüsaatorit täiustada, valida katalüütilise reaktsiooni jaoks optimaalsed tingimused, kuna antud juhul on piirav etapp katalüütiline reaktsioon pinnal.

Kokkupõrke teooria. Ajalooliselt oli esimene teooria, mille alusel keemiliste reaktsioonide kiirusi arvutada, kokkupõrketeooria. Ilmselgelt peavad molekulid selleks, et reageerida, esmalt kokku põrkama. Sellest järeldub, et reaktsioon peaks kulgema kiiremini, seda sagedamini põrkuvad lähteainete molekulid omavahel. Seetõttu mõjutavad kõik tegurid, mis mõjutavad molekulide kokkupõrgete sagedust, ka reaktsiooni kiirust. Gaaside molekulaarkineetilise teooria põhjal saadi mõned olulised seadused molekulide kokkupõrgete kohta.

Gaasifaasis liiguvad molekulid suurel kiirusel (sadu meetrit sekundis) ja põrkuvad väga sageli üksteisega kokku. Kokkupõrgete sageduse määrab eelkõige osakeste arv ruumalaühikus, see tähendab kontsentratsioon (rõhk). Kokkupõrgete sagedus sõltub ka temperatuurist (selle tõustes liiguvad molekulid kiiremini) ja molekulide suurusest (suured molekulid põrkuvad omavahel sagedamini kui väikesed). Keskendumisel on aga kokkupõrkesagedusele palju tugevam mõju. Toatemperatuuril ja atmosfäärirõhul kogeb iga keskmise suurusega molekul mitu miljardit kokkupõrget sekundis.

® C kahe gaasilise ühendi A ja B vahel, eeldades, et keemiline reaktsioon toimub alati, kui reageerivad molekulid põrkuvad. Olgu liitrises kolvis atmosfäärirõhul võrdsetes kontsentratsioonides reaktiivide A ja B segu. Kokku on kolvis 6· 10 23 /22,4 = 2,7 · 10 22 molekulid, millest 1,35· 10 22 aine A molekule ja sama palju aine B molekule. Iga molekul A kogeb 10 sekundis 9 kokkupõrked teiste molekulidega, millest pooled (5· 10 8 ) tekib kokkupõrgetes molekulidega B (kokkupõrked A + A ei too kaasa reaktsiooni). Siis tekib 1 sekundi jooksul kolvis kokku 1,35· 10 22 · 5 · 10 8 ~ 7 · 10 30 Molekulide A ja B kokkupõrked. Ilmselgelt, kui igaüks neist viiks reaktsioonini, toimuks see koheselt. Paljud reaktsioonid kulgevad aga üsna aeglaselt. Sellest võime järeldada, et ainult väike osa reaktiivmolekulide kokkupõrgetest viib nendevahelise interaktsioonini.

Teooria loomiseks, mis võimaldaks arvutada reaktsioonikiirust gaaside molekulaarkineetilisest teooriast lähtuvalt, oli vaja välja arvutada molekulide kokkupõrgete koguarv ja reaktsioonidele viivate “aktiivsete” kokkupõrgete osakaal. Samuti oli vaja selgitada, miks enamiku keemiliste reaktsioonide kiirus suureneb temperatuuri tõustes oluliselt, molekulide kiirus ja nendevaheliste kokkupõrgete sagedus suureneb proportsionaalselt temperatuuriga veidi.

st ainult 1,3 korda temperatuuri tõusuga 293 K (20° C) kuni 373 K (100 °). C), samas kui reaktsioonikiirus võib kasvada tuhandeid kordi.

Need probleemid lahendati kokkupõrketeooria põhjal järgmiselt. Kokkupõrgete ajal vahetavad molekulid pidevalt kiirusi ja energiaid. Seega võib antud molekul “eduka” kokkupõrke tulemusena märgatavalt oma kiirust suurendada, “ebaõnnestunud” kokkupõrke korral aga peaaegu seiskuda (sarnast olukorda võib täheldada ka piljardipallide näitel). Normaalsel atmosfäärirõhul toimuvad kokkupõrked ja seega ka kiiruse muutused iga molekuliga miljardeid kordi sekundis. Sel juhul on molekulide kiirused ja energiad suures osas keskmistatud. Kui antud ajahetkel “üle lugeda” teatud kiirusega molekulid antud gaasimahus, selgub, et olulise osa neist on keskmisele lähedane kiirus. Samal ajal on paljude molekulide kiirus keskmisest väiksem ja mõned liiguvad keskmisest suurema kiirusega. Kiiruse kasvades väheneb antud kiirusega molekulide osa kiiresti. Kokkupõrketeooria järgi reageerivad ainult need molekulid, millel on kokkupõrkel piisavalt suur kiirus (ja seega ka suur kineetilise energia varu). Selle oletuse tegi 1889. aastal Rootsi keemik Svante Arrhenius

. Aktiveerimisenergia. Arrhenius võttis keemikute poolt kasutusele väga olulise aktivatsioonienergia mõiste ( Ea ) see on minimaalne energia, mis molekulil (või paaril reageerivatel molekulidel) peab olema keemilises reaktsioonis osalemiseks. Aktiveerimisenergiat mõõdetakse tavaliselt džaulides ja see ei viita mitte ühele molekulile (see on väga väike väärtus), vaid aine moolile ja seda väljendatakse ühikutes J/mol või kJ/mol. Kui põrkuvate molekulide energia on väiksem kui aktivatsioonienergia, siis reaktsiooni ei toimu, aga kui see on võrdne või suurem, siis molekulid reageerivad.

Erinevate reaktsioonide aktiveerimisenergiad määratakse eksperimentaalselt (reaktsiooni kiiruse sõltuvusest temperatuurist). Aktiveerimisenergia võib varieeruda üsna laias vahemikus, ühikutest mitmesaja kJ/mol-i. Näiteks reaktsiooni jaoks 2NO

2® N2O4 aktiveerimisenergia on 2H reaktsiooni jaoks nullilähedane 2 O 2 ® 2H 2 O + O 2 vesilahustes Ea = 73 kJ/mol, etaani termiliseks lagundamiseks etüleeniks ja vesinikuks Ea = 306 kJ/mol.

Enamiku keemiliste reaktsioonide aktivatsioonienergia ületab oluliselt molekulide keskmist kineetilist energiat, mis toatemperatuuril on vaid umbes 4 kJ/mol ja isegi temperatuuril 1000

° C ei ületa 16 kJ/mol. Seega peab molekulide reageerimiseks tavaliselt olema keskmisest palju suurem kiirus. Näiteks juhul Ea = 200 kJ/mol väikese molekulmassiga põrkuvate molekulide kiirus peaks olema suurusjärgus 2,5 km/s (aktivatsioonienergia on 25 korda suurem kui molekulide keskmine energia temperatuuril 20° KOOS). Ja see on üldreegel: enamiku keemiliste reaktsioonide puhul ületab aktiveerimisenergia oluliselt molekulide keskmist kineetilist energiat.

Tõenäosus, et molekul akumuleerib kokkupõrgete seeria tulemusel suurt energiat, on väga väike: selline protsess nõuab tema jaoks kolossaalset arvu järjestikuseid "edukaid" kokkupõrkeid, mille tulemusena saab molekul energiat ainult juurde ilma seda kaotamata. . Seetõttu on paljude reaktsioonide jaoks vaid väikesel osal molekulidest piisavalt energiat barjääri ületamiseks. See osa määratakse vastavalt Arrheniuse teooriale järgmise valemiga:

a = e E a/ RT= 10 E a/2.3 RT~10 E a/19 T, kus R = 8,31 J/(mol. TO). Valemist järeldub, et molekulide osakaal energiaga Ea , samuti aktiivsete kokkupõrgete osakaalu a , sõltub väga tugevalt nii aktiveerimisenergiast kui ka temperatuurist. Näiteks reaktsiooniks koos Ea = 200 kJ/mol toatemperatuuril ( T~ 300 K) aktiivsete kokkupõrgete osakaal on tühine: a = 10 200 000/(19 , 300) ~ 10 35. Ja kui iga sekund juhtub laevas 7 asja· 10 30 molekulide A ja B kokkupõrked, on selge, et reaktsiooni ei toimu.

Kui kahekordistada absoluuttemperatuuri, st. kuumuta segu temperatuurini 600 K (327 °C); Samal ajal suureneb järsult aktiivsete kokkupõrgete osakaal:

a = 10 200 000/(19 , 600) ~ 4·10 18 . Seega suurendas temperatuuri 2-kordne tõus aktiivsete kokkupõrgete osakaalu 4 10 võrra 17 üks kord. Nüüd iga sekund umbes 7 10-st 30 kokkupõrked põhjustavad reaktsiooni 7 10 30 4 10 18 ~ 3 10 13 . Reaktsioon, milles iga sekund 3 10 13 molekulid (umbes 10-st 22 ), kuigi väga aeglaselt, läheb see siiski. Lõpuks temperatuuril 1000 K (727 °C) a ~ 3,10 11 (igast 30 miljardist antud reagendi molekuli kokkupõrkest üks põhjustab reaktsiooni). Seda on juba palju, sest 1 s 7 10 jooksul 30 3 10 11 = 2 10 20 molekule ja selline reaktsioon toimub mõne minutiga (võttes arvesse kokkupõrgete sageduse vähenemist koos reaktiivide kontsentratsiooni vähenemisega).

Nüüd on selge, miks temperatuuri tõstmine võib reaktsiooni kiirust nii palju suurendada. Molekulide keskmine kiirus (ja energia) tõuseb temperatuuri tõustes veidi, kuid järsult suureneb „kiirete“ (või „aktiivsete“) molekulide osakaal, millel on reaktsiooni toimumiseks piisav liikumiskiirus või piisav vibratsioonienergia.

Reaktsioonikiiruse arvutamine, võttes arvesse kokkupõrgete koguarvu ja aktiivsete molekulide osa (st aktiveerimisenergiat), annab sageli eksperimentaalsete andmetega rahuldava kokkuleppe. Paljude reaktsioonide puhul osutub eksperimentaalselt täheldatud kiirus siiski väiksemaks kui kokkupõrketeooria abil arvutatud. Seda seletatakse asjaoluga, et reaktsiooni toimumiseks peab kokkupõrge olema edukas mitte ainult energeetiliselt, vaid ka "geomeetriliselt", st molekulid peavad kokkupõrke hetkel olema üksteise suhtes teatud viisil orienteeritud. . Seega, reaktsioonikiiruste arvutamisel kokkupõrketeooria abil võetakse lisaks energiategurile arvesse ka antud reaktsiooni steerilist (ruumilist) tegurit.

Arrheniuse võrrand. Reaktsioonikiiruse sõltuvust temperatuurist kirjeldatakse tavaliselt Arrheniuse võrrandiga, mille kõige lihtsamal kujul saab kirjutada järgmiselt. v = v 0 a = v 0 e E a/ RT , Kus v 0 kiirus, mis oleks reaktsioonil null aktiveerimisenergia korral (tegelikult on see kokkupõrgete sagedus ruumalaühiku kohta). Kuna v 0 nõrgalt sõltub temperatuurist, kõik määratakse teise eksponentsiaalse teguriga: temperatuuri tõustes suureneb see tegur kiiresti ja mida kiiremini, seda suurem on aktiveerimisenergia E A. Seda reaktsioonikiiruse sõltuvust temperatuurist nimetatakse Arrheniuse võrrandiks; see on keemilises kineetikas üks olulisemaid. Temperatuuri mõju reaktsioonikiirusele ligikaudseks hindamiseks kasutatakse mõnikord nn van’t Hoffi reeglit ( cm. Van't Hoffi reegel).

Kui reaktsioon järgib Arrheniuse võrrandit, peaks selle kiiruse logaritm (mõõdetuna näiteks algmomendil) lineaarselt sõltuma absoluutsest temperatuurist, st ln graafikust.

v alates 1/ T peab olema otsekohene. Selle joone kalle on võrdne reaktsiooni aktiveerimisenergiaga. Sellise graafiku abil saate ennustada, milline on reaktsiooni kiirus antud temperatuuril või millisel temperatuuril reaktsioon antud kiirusel kulgeb. Mitmed praktilised näited Arrheniuse võrrandi kasutamisest.

1. Külmutatud toote pakendil on kirjas, et külmkapi riiulil (5° C) säilib 24 tundi, ühe tärniga (6° C) märgistatud sügavkülmikus nädal, kaks tärni (12° C) kuuks ajaks. , ja *** sümboliga sügavkülmikus (mis tähendab, et temperatuur selles on 18 ° C) 3 kuud. Eeldusel, et toote riknemise määr on pöördvõrdeline garanteeritud säilivusajaga

t xp, ln koordinaatides t хр , 1/ T saame vastavalt Arrheniuse võrrandile sirge. Selle põhjal saate arvutada antud toote riknemiseni viivate biokeemiliste reaktsioonide aktivatsioonienergia (umbes 115 kJ/mol). Samalt graafikult saate teada, millise temperatuurini tuleb toode jahutada, et seda saaks säilitada näiteks 3 aastat; Selgub, et temperatuur on 29°C.

2. Mägironijad teavad, et mägedes on raske muna keeta või üldse igasugust toitu, mis nõuab enam-vähem pikka keetmist. Kvalitatiivselt on selle põhjus selge: atmosfäärirõhu langusega väheneb vee keemistemperatuur. Arrheniuse võrrandi abil saate arvutada, kui kaua kulub näiteks muna kõvaks keetmiseks Mexico Citys, mis asub 2265 m kõrgusel, kus normaalrõhk on 580 mm Hg, ja vee keetmiseks sellisel alandatud rõhul. keeb temperatuuril 93 °C Mõõdeti valgu “voltimise” (denaturatsiooni) reaktsiooni aktiveerimisenergia ja see osutus paljude teiste keemiliste reaktsioonidega võrreldes väga suureks - umbes 400 kJ/mol (erinevate valkude puhul võib see veidi erineda). Sel juhul aeglustab temperatuuri langetamine 100-lt 93 °C-le (st 373-366 K-le) reaktsiooni 10 võrra.

(400000/19) (1/366 1/373) = 11,8 korda. Seetõttu eelistavad mägismaa elanikud toidu küpsetamisele praadimist: panni temperatuur, erinevalt keeva vee panni temperatuurist, ei sõltu atmosfäärirõhust.

3. Kiirkeetmisahjus küpsetatakse toitu kõrgendatud rõhul ja seega ka vee kõrgendatud keemistemperatuuril. Teadaolevalt keedetakse tavalises kastrulis veiseliha 23 tundi, õunakompotti aga 1015 minutit. Arvestades, et mõlemal protsessil on sarnased aktiveerimisenergiad (umbes 120 kJ/mol), saame Arrheniuse võrrandi abil arvutada, et kiirkeedupottis küpseb 118°C juures liha 2530 minutit ja kompott vaid 2 minutit.

Arrheniuse võrrand on keemiatööstuse jaoks väga oluline. Kui toimub eksotermiline reaktsioon, soojendab vabanev soojusenergia mitte ainult keskkonda, vaid ka reagendid ise. see võib põhjustada reaktsiooni soovimatu kiire kiirenemise. Reaktsioonikiiruse ja soojuse vabanemise kiiruse muutumise arvutamine temperatuuri tõusuga võimaldab vältida termilist plahvatust ( cm. plahvatusohtlik AINED).

Reaktsiooni kiiruse sõltuvus reaktiivide kontsentratsioonist. Enamiku reaktsioonide kiirus väheneb aja jooksul järk-järgult. See tulemus ühtib hästi kokkupõrketeooriaga: reaktsiooni kulgedes lähteainete kontsentratsioonid langevad ja nendevaheliste kokkupõrgete sagedus väheneb; Sellest lähtuvalt väheneb aktiivsete molekulide kokkupõrgete sagedus. See viib reaktsioonikiiruse vähenemiseni. See on ühe keemilise kineetika põhiseaduse olemus: keemilise reaktsiooni kiirus on võrdeline reageerivate molekulide kontsentratsiooniga. Matemaatiliselt saab selle kirjutada valemiks v = k[A][B], kus k konstant, mida nimetatakse reaktsioonikiiruse konstandiks. Antud võrrandit nimetatakse keemilise reaktsiooni kiiruse võrrandiks või kineetiliseks võrrandiks. Selle reaktsiooni kiiruskonstant ei sõltu reagentide kontsentratsioonist ja ajast, kuid see sõltub temperatuurist vastavalt Arrheniuse võrrandile: k = k 0 e E a/ RT . Lihtsaim kiirusvõrrand v = k [A][B] kehtib alati juhul, kui molekulid (või muud osakesed, näiteks ioonid) A, põrkuvad molekulidega B, võivad muutuda otse reaktsiooniproduktideks. Selliseid reaktsioone, mis toimuvad ühes etapis (nagu keemikud ütlevad, ühes etapis), nimetatakse elementaarseteks reaktsioonideks. Selliseid reaktsioone on vähe. Enamik reaktsioone (isegi näiliselt lihtsaid, nagu H 2 + I 2® 2HI) ei ole elementaarsed, seetõttu ei saa sellise reaktsiooni stöhhiomeetrilise võrrandi põhjal selle kineetilist võrrandit kirjutada.

Kineetilise võrrandi on võimalik saada kahel viisil: eksperimentaalselt, mõõtes reaktsioonikiiruse sõltuvust iga reagendi kontsentratsioonist eraldi, ja teoreetiliselt, kui on teada üksikasjalik reaktsioonimehhanism. Kõige sagedamini (kuid mitte alati) on kineetilisel võrrandil vorm

v = k[A] x[B] y , Kus x ja y nimetatakse reagentide A ja B reaktsioonijärjestusteks. Üldjuhul võivad need järjestused olla täis- ja murdarvud, positiivsed ja isegi negatiivsed. Näiteks atseetaldehüüdi CH termilise lagunemise reaktsiooni kineetiline võrrand 3 CHO® CH 4 + CO-l on vorm v = k 1,5 , st. reaktsioon on poolteist järku. Mõnikord on võimalik stöhhiomeetriliste koefitsientide ja reaktsioonijärjestuste juhuslik kokkulangevus. Seega näitab katse, et reaktsioon H 2 + I 2® 2HI on esimest järku nii vesinikus kui ka joodis, see tähendab, et selle kineetiline võrrand on kujul v = k(Seetõttu peeti seda reaktsiooni elementaarseks palju aastakümneid, kuni selle keerulisem mehhanism tõestati 1967. aastal).

Kui kineetiline võrrand on teada, s.o. On teada, kuidas reaktsioonikiirus sõltub igal ajahetkel reagentide kontsentratsioonidest ja on teada kiiruskonstant, siis on võimalik arvutada reagentide ja reaktsioonisaaduste kontsentratsioonide sõltuvus ajast, s.o. teoreetiliselt saada kõik kineetilised kõverad. Sellisteks arvutusteks kasutatakse kõrgema matemaatika meetodeid või arvutiarvutusi ning need ei tekita põhimõttelisi raskusi.

Teisalt aitab eksperimentaalselt saadud kineetiline võrrand hinnata reaktsioonimehhanismi, s.t. lihtsate (elementaarsete) reaktsioonide kogumi kohta. Reaktsioonimehhanismide väljaselgitamine on keemilise kineetika kõige olulisem ülesanne. See on väga raske ülesanne, kuna isegi näiliselt lihtsa reaktsiooni mehhanism võib hõlmata paljusid elementaarseid etappe.

Kineetiliste meetodite kasutamist reaktsioonimehhanismi määramiseks saab illustreerida alküülhalogeniidide aluselise hüdrolüüsi näitega alkoholide moodustamiseks: RX +

OH ® ROH + X . Eksperimentaalselt avastati, et R = CH 3, C 2 H 5 jne. ja X = Cl, on reaktsiooni kiirus otseselt võrdeline reagentide kontsentratsioonidega, st. halogeniidis RX on esimest järku ja leelises esimest järku ning kineetilisel võrrandil on vorm v = k 1 . Tertsiaarsete alküüljodiidide puhul (R = (CH 3) 3 C, X = I) järjestus kõigepealt RX-is ja leelis nullis: v = k 2 . Vahepealsetel juhtudel, näiteks isopropüülbromiidi puhul (R = (CH 3) 2 CH, X = Br), kirjeldatakse reaktsiooni keerulisema kineetilise võrrandiga: v = k 1 + k 2 . Nende kineetiliste andmete põhjal tehti selliste reaktsioonide mehhanismide kohta järgmine järeldus.

Esimesel juhul toimub reaktsioon ühes etapis alkoholimolekulide otsese kokkupõrke kaudu OH ioonidega

(nn SN-mehhanism 2 ). Teisel juhul toimub reaktsioon kahes etapis. Esimene etapp alküüljodiidi aeglane dissotsiatsioon kaheks iooniks: R I ® R + + I . Teine väga kiire reaktsioon ioonide vahel: R+ + OH ® ROH. Kogu reaktsiooni kiirus sõltub ainult aeglasest (piiravast) etapist, seega ei sõltu see leelise kontsentratsioonist; seega nulljärjestus leelis (SN mehhanism 1 ). Sekundaarsete alküülbromiidide puhul esinevad mõlemad mehhanismid samaaegselt, seega on kineetiline võrrand keerulisem.

Ilja Leenson

KIRJANDUS Keemilise protsessi õpetuse ajalugu. M., Nauka, 1981
Leenson I.A. Keemilised reaktsioonid. M., AST Astrel, 2002

Termodünaamika esimene seadus võimaldab meil arvutada erinevate protsesside soojusefekte, kuid ei anna teavet protsessi suuna kohta.

Looduses toimuvate protsesside jaoks on teada kaks edasiviivat jõudu:

1. Süsteemi soov liikuda vähima energiahulga olekusse;

2. Süsteemi soov saavutada kõige tõenäolisem olek, mida iseloomustab maksimaalne sõltumatute osakeste arv.

Esimest tegurit iseloomustab entalpia muutus. Vaadeldava juhtumiga peab kaasnema soojuse eraldumine, seega DH< 0.

Teise teguri määrab temperatuur ja muutus entroopia.

Entroopia (S)- süsteemi oleku termodünaamiline funktsioon, mis peegeldab süsteemi teatud oleku realiseerumise tõenäosust soojusvahetuse protsessis.

Nagu energia, ei ole entroopia eksperimentaalselt määratud suurus. Isotermilistes tingimustes toimuvas pöörduvas protsessis saab entroopia muutuse arvutada järgmise valemi abil:

See tähendab, et pöördumatu protsessi käigus suureneb entroopia, kuna osa tööst muundub soojuseks.

Seega teeb süsteem pöörduvates protsessides maksimaalset võimalikku tööd. Pöördumatu protsessi käigus teeb süsteem alati vähem tööd.

Kaotatud töö üleminek soojuseks on soojuse kui makroskoopiliselt korrastamata energiaülekandevormi tunnuseks. See annab alust tõlgendada entroopiat kui süsteemi häire mõõtu:

Järjestuse suurenemisega süsteemis suureneb entroopia ja vastupidi, süsteemi järjestamisel entroopia väheneb.

Seega vee aurustumise protsessis entroopia suureneb ja vee kristalliseerumise protsessis väheneb. Lagunemisreaktsioonides entroopia suureneb, ühendusreaktsioonides väheneb.

Entroopia füüsikaline tähendus määrati kindlaks statistilise termodünaamika abil. Boltzmanni võrrandi järgi:

Protsessi spontaanse toimumise suund sõltub viimase avaldise vasakul ja paremal küljel olevate suuruste suhtest.

Kui protsess toimub isobaaris-isotermilistes tingimustes, siis nimetatakse protsessi üldist liikumapanevat jõudu Gibbsi vaba energia või isobaar-isotermiline potentsiaal (DG):

(15)

DG väärtus võimaldab teil määrata protsessi spontaanse esinemise suuna:

Kui DG< 0, то процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении;

Kui DG > 0, siis kulgeb protsess spontaanselt vastupidises suunas;

Kui DG=0, siis on olek tasakaalus.

Elusorganismides, mis on avatud süsteemid, on paljude bioloogiliste reaktsioonide – valkude biosünteesist ja ioonide transpordist lihaste kokkutõmbumise ja närvirakkude elektrilise aktiivsuseni – peamiseks energiaallikaks ATP (adenosiin-5¢-trifosfaat).

ATP hüdrolüüsi käigus vabaneb energia:

ATP + H 2 O ⇄ ADP + H 3 PO 4

kus ADP on adenosiin-5¢-difosfaat.

Selle reaktsiooni DG 0 on -30 kJ, seetõttu kulgeb protsess spontaanselt edasisuunas.

Entalpia- ja entroopiategurite vahelise seose analüüs isobaar-isotermilise potentsiaali arvutamise võrrandis võimaldab teha järgmised järeldused:

1. Madalatel temperatuuridel domineerib entalpiategur ja eksotermilised protsessid toimuvad spontaanselt;

2. Kõrgel temperatuuril domineerib entroopia tegur ja protsessid, millega kaasneb entroopia suurenemine, toimuvad spontaanselt.

Esitatud materjali põhjal saame sõnastada Termodünaamika II seadus:

Isobaar-isotermilistes tingimustes isoleeritud süsteemis toimuvad need protsessid, millega kaasneb entroopia suurenemine, spontaanselt.

Tõepoolest, isoleeritud süsteemis on soojusvahetus võimatu, seetõttu on DH = 0 ja DG » -T×DS. See näitab, et kui DS väärtus on positiivne, siis DG väärtus on negatiivne ja seetõttu kulgeb protsess spontaanselt edasisuunas.

Teine termodünaamika teise seaduse sõnastus:

Soojuse kompenseerimata ülekandmine vähem kuumutatud kehadelt rohkem kuumutatud kehadele on võimatu.

Keemilistes protsessides määratakse entroopia ja Gibbsi energia muutused vastavalt Hessi seadusele:

,	(16)
.	(17)

Reaktsioonid, mille kohta DG< 0 называют eksergooniline.

Reaktsioonid, mille jaoks DG > 0 kutsutakse endergooniline.

Keemilise reaktsiooni DG väärtuse saab määrata ka seose põhjal:

DG = DH - T × DS.

Tabelis Joonisel 1 on näidatud spontaanse reaktsiooni võimalus (või võimatus) erinevate märkide DH ja DS kombinatsioonide korral.

Probleemide lahendamise standardid

1. Mingi reaktsioon toimub entroopia vähenemisega. Tehke kindlaks, millistel tingimustel on selle reaktsiooni spontaanne esinemine võimalik.

Reaktsiooni spontaanse toimumise tingimus on Gibbsi vaba energia vähenemine, s.o. DG< 0. Изменение DG можно рассчитать по формуле:

Kuna entroopia reaktsiooni käigus väheneb (DS< 0), то энтропийный фактор препятствует самопроизвольному протеканию данной реакции. Таким образом, самопроизвольное протекание данной реакции может обеспечить только энтальпийный фактор. Для этого необходимо выполнение следующих условий:

1) DH< 0 (реакция экзотермическая);

2) (protsess peab toimuma madalatel temperatuuridel).

2. Endotermiline lagunemisreaktsioon toimub spontaanselt. Hinnake entalpia, entroopia ja Gibbsi vaba energia muutust.

1) Kuna reaktsioon on endotermiline, siis DH > 0.

2) Lagunemisreaktsioonides entroopia suureneb, seetõttu DS > 0.

3) Reaktsiooni spontaanne tekkimine näitab, et DG< 0.

3. Arvutage bakterites Thiobacillus denitrificans toimuva kemosünteesi standard entalpia:

6KNO 3 (tahke) + 5S (tahke) + 2CaCO 3 (tahke) = 3K 2 SO 4 (tahke) + 2CaSO 4 (tahke) + 2CO 2 (gaas) + 3N 2 (gaas)

vastavalt ainete moodustumise standardsete entalpiate väärtustele:

Kirjutame üles Hessi seaduse esimese järelduse avaldise, võttes arvesse asjaolu, et väävli ja lämmastiku moodustumise standardsed entalpiad on võrdsed nulliga:

= (3 × K 2 SO 4 + 2 × CaSO 4 + 2 × CO 2) -

- (6× KNO 3 + 2× CaCO 3).

Asendame ainete moodustumise standardsete entalpiate väärtused:

3 × (-1438) + 2 × (-1432) + 2 × (-393,5) - (6 × (-493) + 2 × (-1207)).

2593 kJ.

Sest< 0, то реакция экзотермическая.

4. Arvutage reaktsiooni standardentalpia:

2C 2 H 5 OH (vedelik) = C 2 H 5 OC 2 H 5 (vedelik) + H 2 O (vedelik)

vastavalt ainete standardsete põlemisentalpiate väärtustele:

C2H5OH = -1368 kJ/mol;

C2H5OC2H5 = -2727 kJ/mol.

Kirjutame Hessi seaduse teise järelduse avaldise, võttes arvesse asjaolu, et vee (kõrgema oksiidi) põlemise standardne entalpia on null:

2 × C 2 H 5 OH - C 2 H 5 OC 2 H 5 .

Asendame reaktsioonis osalevate ainete standardsete põlemisentalpiate väärtused:

2 × (-1368) - (-2727).

Hessi seaduse järeldused võimaldavad kaudsete andmete abil arvutada mitte ainult reaktsioonide standardseid entalpiaid, vaid ka ainete moodustumise ja põlemise standardsete entalpiate väärtusi.

5. Määrake süsinikmonooksiidi (II) moodustumise standardentalpia järgmiste andmete abil:

Võrrandist (1) on näha, et selle reaktsiooni standardne entalpia muutus vastab CO 2 moodustumise standardsele entalpiale.

Kirjutame üles Hessi seaduse esimese järelduse väljendi reaktsioonile (2):

CO = CO 2 -.

Asendame väärtused ja saame:

CO = -293,5 - (-283) = -110,5 kJ/mol.

Seda probleemi saab lahendada muul viisil.

Lahutades esimesest võrrandist teise, saame:

6. Arvutage reaktsiooni standardentroopia:

CH4 (gaas) + Cl2 (gaas) = CH3Cl (gaas) + HCl (gaas),

ainete standardentroopiate väärtuste järgi:

Reaktsiooni standardentroopia arvutame järgmise valemi abil:

= (CH3Cl + HCl) - (CH4 + Cl2).

234 + 187 - (186 + 223) = 12 J/(mol × K).

7. Arvutage reaktsiooni standardne Gibbsi energia:

C 2 H 5 OH (vedelik) + H 2 O 2 (vedelik) = CH 3 COH (gaas) + 2H 2 O (vedelik)

järgmiste andmete kohaselt:

Tehke kindlaks, kas selle reaktsiooni spontaanne esinemine on standardtingimustes võimalik.

Arvutame reaktsiooni standardse Gibbsi energia järgmise valemi abil:

= (CH 3 COH + 2 × H 2 O) - (C 2 H 5 OH + H 2 O 2).

Asendades tabeli väärtused, saame:

129 + 2×(-237) - ((-175) + (-121) = -307 kJ/mol.

Sest< 0, то самопроизвольное протекание данной реакции возможно.

C 6 H 12 O 6 (tahke) + 6O 2 (gaas) = 6CO 2 (gaas) + 6H 2 O (vedel).

teadaolevatel andmetel:

Arvutame reaktsiooni standardentalpia ja entroopia väärtused, kasutades Hessi seaduse esimest järeldust:

6 CO 2 + 6 H 2 O - C 6 H 12 O 6 - 6 O 2 =

6 × (-393,5) + 6 × (-286) - (-1274,5) - 6 × 0 = -2803 kJ;

6 CO 2 + 6 H 2 O - C 6 H 12 O 6 - 6 O 2 =

6x214 + 6x70 - 212 - 6x205 = 262 J/K = 0,262 kJ/K.

Leiame reaktsiooni standardse Gibbsi energia seosest:

T× = –2803 kJ – 298,15 K×0,262 kJ/K =

9. Arvutage seerumi albumiini hüdratatsioonireaktsiooni Gibbsi standardenergia 25 0 C juures, mille puhul DH 0 = -6,08 kJ/mol, DS 0 = -5,85 J/(mol×K). Hinnake entalpia- ja entroopiategurite panust.

Arvutame reaktsiooni standardse Gibbsi energia järgmise valemi abil:

DG 0 = DH 0 – T × DS 0.

Väärtused asendades saame:

DG 0 = –6,08 kJ/mol – 298 K×(–5,85×10–3) kJ/(mol×K) =

4,34 kJ/mol.

Sel juhul takistab entroopia tegur reaktsiooni toimumist ja entalpiategur soosib seda. Spontaanne reaktsioon on võimalik eeldusel, et st madalatel temperatuuridel.

10. Määrake temperatuur, mille juures trüpsiini denaturatsioonireaktsioon spontaanselt toimub, kui = 283 kJ/mol, = 288 J/(mol×K).

Temperatuuri, mille juures mõlemad protsessid on võrdselt tõenäolised, saab leida seosest:

Sel juhul takistab entalpiategur reaktsiooni toimumist ja entroopia tegur soosib seda. Spontaanne reaktsioon on võimalik tingimusel, et:

Seega on protsessi spontaanse toimumise tingimus T > 983 K.

Küsimused enesekontrolliks

1. Mis on termodünaamiline süsteem? Milliseid termodünaamilisi süsteeme te teate?

2. Loetlege teile teadaolevad termodünaamilised parameetrid. Milliseid mõõdetakse? Millised neist on mõõtmatud?

3. Mis on termodünaamiline protsess? Kuidas nimetatakse protsesse, mis toimuvad siis, kui üks parameetritest on konstantne?

4. Milliseid protsesse nimetatakse eksotermilisteks? Millised neist on endotermilised?

5. Milliseid protsesse nimetatakse pöörduvateks? Millised neist on pöördumatud?

6. Mida mõeldakse mõiste “süsteemi olek” all? Mis on süsteemi olekud?

7. Milliseid süsteeme uurib klassikaline termodünaamika? Sõnastage termodünaamika esimene ja teine postulaat.

8. Milliseid muutujaid nimetatakse olekufunktsioonideks? Loetlege olekufunktsioonid, mida teate.

9. Mis on siseenergia? Kas siseenergiat on võimalik mõõta?

10. Mis on entalpia? Mis on selle mõõde?

11. Mis on entroopia? Mis on selle mõõde?

12. Mis on Gibbsi vaba energia? Kuidas seda arvutada? Mida saate selle funktsiooni abil kindlaks teha?

13. Milliseid reaktsioone nimetatakse eksergoonilisteks? Millised neist on endergoonilised?

14. Sõnasta termodünaamika esimene seadus. Mis on soojuse ja töö samaväärsus?

15. Sõnasta Hessi seadus ja selle tagajärjed. Mis on aine moodustumise (põlemise) standardentalpia?

16. Sõnasta termodünaamika teine seadus. Millistel tingimustel toimub protsess isoleeritud süsteemis spontaanselt?

Ülesannete variandid iseseisvaks lahendamiseks

Valik 1

4NH3 (gaas) + 5O 2 (gaas) = 4NO (gaas) + 6H2O (gaas),

Tehke kindlaks, mis tüüpi (ekso- või endotermiline) see reaktsioon kuulub.

C2H6 (gaas) + H2 (gaas) = 2CH4 (gaas),

3. Arvutage b-laktoglobuliini hüdratatsioonireaktsiooni Gibbsi standardenergia 25 0 C juures, mille puhul DH 0 = -6,75 kJ, DS 0 = -9,74 J/K. Hinnake entalpia- ja entroopiategurite panust.

Variant nr 2

1. Arvutage reaktsiooni standardentalpia:

2NO 2 (gaas) + O 3 (gaas) = O 2 (gaas) + N 2 O 5 (gaas),

kasutades ainete moodustumise standardentalpiate väärtusi:

Tehke kindlaks, mis tüüpi (ekso- või endotermiline) see reaktsioon kuulub.

2. Arvutage reaktsiooni standardentalpia:

kasutades ainete standardsete põlemisentalpiate väärtusi:

3. Arvutage kümotrüpsinogeeni termilise denaturatsiooni reaktsiooni Gibbsi standardenergia temperatuuril 50 0 C, mille puhul DH 0 = 417 kJ, DS 0 = 1,32 J/K. Hinnake entalpia- ja entroopiategurite panust.

Valik nr 3

1. Arvutage benseeni hüdrogeenimise ja tsükloheksaani reaktsiooni standardentalpia kahel viisil, st kasutades ainete moodustumise ja põlemise standardsete entalpiate väärtusi:

Cu (tahke) + ZnO (tahke) = CuO (tahke) + Zn (tahke)

3. Kui 12,7 g vask(II)oksiidi redutseeritakse kivisöega (moodustatakse CO), neeldub 8,24 kJ soojust. Määrake CuO moodustumise standardentalpia, kui CO = -111 kJ/mol.

Variant nr 4

1. Arvutage autotroofsetes bakterites Baglatoa ja Thiothpix toimuva kemosünteesi standard entalpia etappide kaupa ja summaarselt:

2H 2S (gaas) + O 2 (gaas) = 2H 2O (vedel) + 2S (tahke);

2S (tahke) + 3O 2 (gaas) + 2H 2 O (vedel) = 2H 2 SO 4 (vedel),

2. Arvutage reaktsiooni standardentalpia:

C 6 H 12 O 6 (tahke) = 2C 2 H 5 OH (vedel) + 2CO 2 (gaas),

kasutades ainete standardsete põlemisentalpiate väärtusi:

4HCl (gaas) + O 2 (gaas) = 2Cl2 (gaas) + 2H 2 O (vedelik)

teadaolevatel andmetel:

Valik nr 5

1. Arvutage reaktsiooni standardentalpia:

2CH 3 Cl (gaas) + 3O 2 (gaas) = 2CO 2 (gaas) + 2H 2 O (vedelik) + 2HCl (gaas),

kasutades ainete moodustumise standardentalpiate väärtusi:

Tehke kindlaks, mis tüüpi (ekso- või endotermiline) see reaktsioon kuulub.

2. Arvutage reaktsiooni standardentalpia:

C6H6 (vedelik) + 3H2 (gaas) = C6H12 (vedel),

kasutades ainete standardsete põlemisentalpiate väärtusi:

3. Arvutage trüpsiini denaturatsioonireaktsiooni Gibbsi standardenergia 50 0 C juures, mille puhul DH 0 = 283 kJ, DS 0 = 288 J/K). Hinnake protsessi toimumise võimalust edasisuunas.

Variant nr 6

1. Arvutage autotroofsetes bakterites Thiobacillus Thioparus toimuva kemosünteesi standard entalpia:

5Na 2S 2 O 3 × 5H 2 O (tahke) + 7O 2 (gaas) = 5Na 2 SO 4 (tahke) + 3H 2 SO 4 (vedel) + 2S (tahke) + 22H 2 O (vedel.) ,

Tehke kindlaks, mis tüüpi (ekso- või endotermiline) see reaktsioon kuulub.

2. Arvutage reaktsiooni standardentalpia:

C6H5NO2 (vedel) + 3H2 (gaas) = C6H5NH2 (vedel) + 2H2O (vedel),

kasutades ainete standardsete põlemisentalpiate väärtusi:

3. Hinnake entalpia- ja entroopiategurite rolli reaktsioonis:

H 2 O 2 (vedelik) + O 3 (gaas) = 2O 2 (gaas) + H 2 O (vedelik)

teadaolevatel andmetel:

Määrake temperatuur, mille juures reaktsioon kulgeb spontaanselt.

Variant nr 7

1. Arvutage CH 3 OH moodustumise standardentalpia järgmiste andmete abil:

CH3OH (vedel) + 1,5O 2 (gaas) = CO 2 (gaas) + 2H 2O (vedel) DH 0 = -726,5 kJ;

C (grafiit) + O 2 (gaas) = CO 2 (gaas) DH 0 = -393,5 kJ;

H 2 (gaas) + 0,5O 2 (gaas) = H 2 O (vedelik) DH 0 = -286 kJ.

2. Hinnake spontaanse reaktsiooni võimalust:

8Al (sol.) + 3Fe 3 O 4 (sol.) = 9Fe (sol.) + Al 2 O 3 (sol.)

standardtingimustel, kui:

3. Arvutage DH 0 väärtus glükoosi muundamise võimalike reaktsioonide jaoks:

1) C6H12O6 (kr.) = 2C2H5OH (vedelik) + 2CO2 (gaas);

2) C6H12O6 (punane) + 6O2 (gaas) = 6CO 2 (gaas) + 6H2O (vedel).

teadaolevatel andmetel:

Milline neist reaktsioonidest vabastab kõige rohkem energiat?

Variant nr 8

1. Arvutage MgCO 3 moodustumise standardentalpia järgmiste andmete abil:

MgO (tahke) + CO 2 (gaas) = MgCO 3 (tahke) +118 kJ;

C 2 H 6 (gaas) + H 2 (gaas) = 2CH 4 (gaas)

teadaolevatel andmetel:

3. Milliseid oksiide: CaO, FeO, CuO, PbO, FeO, Cr 2 O 3 saab alumiiniumi abil redutseerida vabaks metalliks temperatuuril 298 K:

Variant nr 9

1. Arvutage Ca 3 (PO 4) 2 moodustumise standardentalpia järgmiste andmete abil:

3CaO (tv.) + P 2 O 5 (tv.) = Ca 3 (PO 4) 2 (tv.) DH 0 = -739 kJ;

P 4 (tv.) + 5O 2 (gaas) = 2P 2 O 5 (tv.) DH 0 = -2984 kJ;

Ca (tahke) + 0,5O 2 (gaas) = CaO (tahke) DH 0 = -636 kJ.

2. Hinnake spontaanse reaktsiooni võimalust:

Fe 2 O 3 (tahke) + 3CO (gaas) = 2Fe (tahke) + 3CO 2 (gaas)

standardtingimustel, kui:

3. Tehke kindlaks, millist järgmistest oksiididest: CuO, PbO 2, ZnO, CaO, Al 2 O 3 saab vesinikuga redutseerida vabaks metalliks temperatuuril 298 K, kui see on teada:

Variant nr 10

1. Arvutage etanooli moodustumise standardentalpia järgmiste andmete abil:

DH 0 põlemine C2H5OH = -1368 kJ/mol;

C (grafiit) + O 2 (gaas) = CO 2 (gaas) +393,5 kJ;

H 2 (gaas) + O 2 (gaas) = H 2 O (vedelik) +286 kJ.

2. Arvutage reaktsiooni standardentroopia:

C 2 H 2 (gaas) + 2 H 2 (gaas) = C 2 H 6 (gaas),

teadaolevatel andmetel:

3. Arvutage energia hulk, mis vabaneb inimese kehas, kes sõi 2 tükki suhkrut, kumbki 5 g, eeldades, et sahharoosi metabolismi peamine viis taandub selle oksüdeerumisele:

C12H22O11 (tahke) + 12O2 (gaas) = 12CO 2 (gaas) + 11H2O (vedel) = -5651 kJ.

Variant nr 11

1. Arvutage C2H4 moodustumise standardentalpia järgmiste andmete abil:

C 2 H 4 (gaas) + 3O 2 (gaas) = 2CO 2 (gaas) + 2H 2 O (vedelik) +1323 kJ;

C (grafiit) + O 2 (gaas) = CO 2 (gaas) +393,5 kJ;

H 2 (gaas) + 0,5O 2 (gaas) = H 2 O (vedelik) +286 kJ.

2. Ilma arvutusi tegemata määrake järgmiste protsesside märk DS 0:

1) 2NH3 (gaas) = N2 (gaas) + 3H2 (gaas);

2) CO 2 (kr.) = CO 2 (gaas);

3) 2NO (gaas) + O 2 (gaas) = 2NO 2 (gaas).

3. Määrake, millise reaktsioonivõrrandiga toimub vesinikperoksiidi lagunemine standardtingimustes:

1) H 2 O 2 (gaas) = H 2 (gaas) + O 2 (gaas);

2) H 2 O 2 (gaas) = H 2 O (vedelik) + 0,5 O 2 (gaas),

Variant nr 12

1. Arvutage ZnSO 4 moodustumise standardentalpia järgmiste andmete abil:

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + SO 2 DH 0 = -890 kJ;

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 DH 0 = -196 kJ;

H2O (tahke) = H2O (vedel),

H2O (vedelik) = H2O (gaas),

H2O (tahke) = H2O (gaas).

teadaolevatel andmetel:

3. Arvutage energia hulk, mis eraldub 10 g benseeni põletamisel, kasutades järgmisi andmeid:

Variant nr 14

1. Arvutage PCl 5 moodustumise standardentalpia järgmiste andmete põhjal:

P 4 (tahke) + 6Cl 2 (gaas) = 4PCl3 (gaas) DH 0 = -1224 kJ;

PCl 3 (gaas) + Cl 2 (gaas) = PCl 5 (gaas) DH 0 = -93 kJ.

2. Arvutage süsinikdisulfiidi CS 2 moodustumise Gibbsi energia standardmuutus, kasutades järgmisi andmeid:

CS 2 (vedelik) + 3O 2 (gaas) = CO 2 (gaas) + 2SO 2 (gaas) DG 0 = -930 kJ;

CO2 = -394 kJ/mol; SO2 = -300 kJ/mol.

3. Hinnake entalpia- ja entroopiategurite rolli reaktsioonis:

CaCO 3 (tahke) = CaO (tahke) + CO 2 (gaas)

teadaolevatel andmetel:

Määrake temperatuur, mille juures reaktsioon kulgeb spontaanselt.

Variant nr 15

1. Arvutage kristalse hüdraadi CuSO 4 × 5H 2 O moodustumise reaktsiooni termiline efekt, järgides võrrandit:

CuSO 4 (tahke) + 5H 2 O (vedel) = CuSO 4 × 5H 2 O (tahke) ,

Entalpia- see on kogus, mis iseloomustab energiavaru aines.

Entalpiat nimetatakse ka soojussisalduseks. Mida suurem on energiavaru, seda suurem on aine entalpia.

Reaktsiooni termiline efekt (konstantsel rõhul) on võrdne entalpia muutusega (ΔH):

Eksotermilise reaktsiooni korral Q > 0, ΔН< 0, поскольку относительно реагентов энергия теряется в окружающую среду. И наоборот, для эндотермической реакции Q < 0, ΔН >0 - energia saadakse keskkonnast.

Analoogselt moodustumise standardsoojusele Q o6p on olemas ka standardne moodustumise entalpia mõiste, mida tähistatakse ΔH arr. Selle väärtused on toodud viitetabelites.

Sama reaktsiooni termokeemilist võrrandit saab kirjutada erineval viisil:

Inimkeha on ainulaadne "keemiline reaktor", milles toimub palju erinevaid keemilisi reaktsioone. Nende peamine erinevus katseklaasis, kolvis või tööstusettevõttes toimuvatest protsessidest seisneb selles, et organismis toimuvad kõik reaktsioonid “leebetel” tingimustel (atmosfäärirõhk, madal temperatuur) ning kahjulikke kõrvalsaadusi tekib vähe.

Orgaaniliste ühendite hapnikuga oksüdeerimise protsess on inimkeha peamine energiaallikas ja selle peamised lõppproduktid on süsinikdioksiid CO 2 ja vesi H 2 O.

Näiteks:

See vabanev energia on suur kogus ja kui toit oksüdeeruks organismis kiiresti ja täielikult, siis juba paar suhkrutüki söömist põhjustaks keha ülekuumenemise. Kuid biokeemilised protsessid, mille soojuslik summaarne efekt Hessi seaduse kohaselt ei sõltu mehhanismist ja on konstantne väärtus, kulgevad astmeliselt, justkui ajaliselt pikendatuna. Seetõttu keha ei "põle läbi", vaid kulutab selle energia säästlikult elutähtsatele protsessidele. Kuid kas see juhtub alati?

Igal inimesel peaks olema vähemalt ligikaudne ettekujutus sellest, kui palju energiat toiduga tema kehasse jõuab ja kui palju seda päeva jooksul tarbitakse.

Üks ratsionaalse toitumise põhimõtetest on järgmine: toidust saadav energiakogus ei tohi ületada energiatarbimist (või olla väiksem) rohkem kui 5%, vastasel juhul on ainevahetus häiritud ja inimene muutub paksuks või kaotab kaalu.

Toidu energiaekvivalendina on selle kalorisisaldus, väljendatuna kilokalorites 100 g toote kohta (sageli märgitud pakendile, leiab ka spetsiaalsetest teatmeteostest ja kokaraamatutest). Ja keha energiatarbimine sõltub vanusest, soost ja töö intensiivsusest.

Kõige kasulikum on toit, mis on kalorivaene, kuid sisaldab kõiki toidus sisalduvaid komponente (valgud, rasvad, süsivesikud, mineraalid, vitamiinid, mikroelemendid).

Toidu energiaväärtus ja kütuse kütteväärtus on seotud nende oksüdatsiooni eksotermiliste reaktsioonidega. Selliste reaktsioonide liikumapanev jõud on süsteemi "püüdlus" madalaima siseenergiaga oleku poole.

Eksotermilised reaktsioonid algavad spontaanselt või nõuavad vaid väikest "tõuget" - esialgset energiavarustust.

Mis on siis endotermiliste reaktsioonide edasiviiv jõud, mille käigus soojusenergia tuleb keskkonnast ja salvestub reaktsioonisaadustesse, muutudes nende siseenergiaks? See on tingitud mis tahes süsteemi kalduvusest kõige tõenäolisemasse olekusse, mida iseloomustab maksimaalne häire, seda nimetatakse entroopiaks. Näiteks õhku moodustavad molekulid ei lange Maale, kuigi iga molekuli minimaalne potentsiaalne energia vastab selle madalaimale positsioonile, kuna soov kõige tõenäolisema oleku järele põhjustab molekulide juhusliku jaotumise ruumis.

Kujutage ette, et valasite klaasi erinevaid pähkleid. Eraldust ja järjestust on neid raputades peaaegu võimatu saavutada, kuna sel juhul kaldub süsteem kõige tõenäolisemasse olekusse, kus süsteemis häire suureneb, nii et pähklid lähevad alati segamini. Veelgi enam, mida rohkem osakesi meil on, seda suurem on häirete tõenäosus.

Suurim kord keemilistes süsteemides on ideaalses kristallis absoluutse nulltemperatuuri juures. Nad ütlevad, et entroopia on sel juhul null. Temperatuuri tõustes kristallis hakkavad intensiivistuma aatomite (molekulide, ioonide) juhuslikud vibratsioonid. Entroopia suureneb. See ilmneb eriti järsult sulamise hetkel tahkest ainest vedelikule üleminekul ja veelgi enam aurustumishetkel vedelikult gaasile üleminekul.

Gaaside entroopia ületab oluliselt vedelike ja eriti tahkete ainete entroopia. Kui valate veidi bensiini kinnises ruumis, näiteks garaažis, tunnete selle lõhna peagi kogu ruumis. Toimuvad aurustumine (endotermiline protsess) ja difusioon, bensiiniaurude juhuslik jaotus kogu mahu ulatuses. Bensiiniaurudel on vedelikuga võrreldes suurem entroopia.

Vee keetmise protsess energia seisukohast on samuti endotermiline protsess, kuid see on kasulik entroopia suurenemise seisukohalt, kui vedelik muutub auruks. Temperatuuril 100 °C kaalub entroopia tegur energiateguri üles - vesi hakkab keema - veeauru entroopia on suurem kui vedelal veega.

Tabeli 12 andmeid analüüsides pange tähele, kui madal on väga korrapärase struktuuriga teemandi entroopia väärtus. Keerulisematest osakestest moodustunud ainetel on kõrgemad entroopia väärtused. Näiteks etaani entroopia on suurem kui metaani entroopia.

Tabel 12
Mõned standardse molaarse entroopia väärtused

Spontaansed endotermilised reaktsioonid on just sellised reaktsioonid, mille puhul täheldatakse küllaltki tugevat entroopia suurenemist, näiteks vedelatest või tahketest ainetest gaasiliste saaduste tekke või osakeste arvu suurenemise tõttu.

Näiteks:

CaCO 3 → CaO + CO 2 - Q,

2NH3 → N2 + ZN2 - Q.

Sõnastame järeldused.

Keemilise reaktsiooni suuna määravad kaks tegurit: soov vähendada sisemist energiat koos energia vabanemisega ja soov maksimaalse korratuse järele, s.t suurendada entroopiat.
Endotermiline reaktsioon võib toimuda, kui sellega kaasneb entroopia suurenemine.
Entroopia suureneb temperatuuri tõustes ja eriti tugevalt faasisiirde ajal: tahke – vedel, tahke – gaasiline.
Mida kõrgemal temperatuuril reaktsioon läbi viiakse, seda suurem on entroopiateguri tähtsus võrreldes energiateguriga.

Erinevate keemiliste ühendite entroopiate määramiseks on olemas eksperimentaalsed ja teoreetilised meetodid. Neid meetodeid kasutades on võimalik kvantifitseerida entroopia muutusi konkreetse reaktsiooni käigus, sarnaselt reaktsiooni termilise efektiga. Tänu sellele on võimalik ennustada keemilise reaktsiooni suunda (tabel 13).

Tabel 13
Keemiliste reaktsioonide toimumise võimalus sõltuvalt energia ja entroopia muutustest

Et vastata küsimusele reaktsiooni võimalikkuse kohta, võeti kasutusele spetsiaalne suurus - Gibbsi energia (G), mis võimaldab arvestada nii entalpia kui ka entroopia muutusega:

ΔG = ΔН - TΔS,

kus T on absoluutne temperatuur.

Ainult need protsessid toimuvad spontaanselt, kus Gibbsi energia väheneb, st väärtus ΔG< 0. Процессы, при которых ΔG >0 on põhimõtteliselt võimatud. Kui ΔG = 0, st ΔН = TΔS, siis on süsteemis keemiline tasakaal loodud (vt § 14).

Tuleme tagasi juhtumi nr 2 juurde (vt tabel 13).

Kogu elu meie planeedil – viirustest ja bakteritest inimesteni – koosneb kõrgelt organiseeritud ainest, mis on ümbritseva maailmaga võrreldes korrastatum. Näiteks valk. Pidage meeles selle struktuure: esmane, sekundaarne, tertsiaarne. Olete juba hästi kursis "pärilikkuse ainega" (DNA), mille molekulid koosnevad struktuuriüksustest, mis on paigutatud rangelt määratletud järjestusse. See tähendab, et valkude või DNA sünteesiga kaasneb tohutu entroopia vähenemine.

Lisaks moodustub fotosünteesi käigus veest H 2 O ja süsinikdioksiidist CO 2 taimedes endis taimede ja loomade kasvu algne ehitusmaterjal:

6H20 + 6CO2(G) → C6H12O6 + 6O2(G).

Selles reaktsioonis entroopia väheneb ja reaktsioon toimub valguse energia neeldumisega. See tähendab, et protsess on endotermiline! Seega osutuvad reaktsioonid, millele me oma elu võlgneme, termodünaamiliselt keelatud. Aga nad tulevad! Ja see kasutab spektri nähtavas piirkonnas valguskvantide energiat, mis on palju suurem kui soojusenergia (infrapunakvanti). Looduses toimuvad teatud tingimustel endotermilised reaktsioonid koos entroopia vähenemisega, nagu näete. Keemikud ei saa veel selliseid tingimusi kunstlikult luua.

Küsimused ja ülesanded § 12 kohta

Keemilise termodünaamika põhimõisted

Keemilised protsessid võivad toimuda aine keemilise koostise muutumisel (keemilised reaktsioonid) või seda muutmata (faasisiire). Nimetatakse ainete kogumit, mis interakteeruvad ja on ümbritsevast ruumist (vaimselt) isoleeritud süsteem. Näiteks: vesinikuaatom (tuuma ja elektroni süsteem), erinevate soolade vesilahus jne.

Sõltuvalt süsteemi ja keskkonna interaktsiooni olemusest on olemas: avatud või avatud (toimub soojuse, energia ja aine vahetus keskkonnaga), suletud või suletud (keskkonnaga toimub soojuse ja energia vahetus, kuid ainevahetus puudub) ja isoleeritud(massi- ja soojusülekande puudumine süsteemi ja keskkonna vahel) (joon. 1).

Riis. 1. Näited suletud (a), avatud (b) ja isoleeritud süsteemidest (c).

Süsteemi oleku määrab selle omaduste kogum ja seda iseloomustavad termodünaamilised parameetrid: temperatuur, rõhk ja maht (T, p, V). Kõiki muutusi süsteemi ühes või mitmes parameetris nimetatakse termodünaamiliseks protsessiks. Seega toob temperatuuri tõus kaasa muutuse süsteemi siseenergias (U).

MÄÄRATLUS

Sisemine energia– süsteemi moodustavate molekulide, aatomite, elektronide ja tuumade koguvaru, mis koosneb nende osakeste kineetilisest energiast ja nendevahelisest interaktsioonienergiast.

U absoluutväärtust ei saa arvutada ega mõõta. On võimalik määrata siseenergia (ΔU) muutust protsessi tulemusena. Iga süsteemi ΔU ühest olekust teise üleminekul ei sõltu üleminekuteest, vaid selle määravad süsteemi alg- ja lõppasendid. See tähendab, et süsteemi siseenergia on oleku funktsioon.

ΔU = U 2 – U 1,

Kus 1 ja 2 on süsteemi alg- ja lõppoleku sümbolid.

Termodünaamika esimene seadus: süsteemile antav soojus Q kulub siseenergia suurendamiseks ja töö (A) sooritamiseks välisjõudude vastu:

Tuleb märkida, et A ja Q ei ole olekufunktsioonid, s.t. ei sõltu protsessi teest.

Termodünaamikas võetakse sageli kasutusele suurused, mis on identsed mitme termodünaamilise parameetri summaga. See asendus lihtsustab arvutusi oluliselt. Seega olekufunktsiooni, mis võrdub U + pV, nimetatakse entalpiaks (H):

Konstantsel rõhul (isobaariline protsess) ja muude tööde puudumisel peale paisumistöö on soojus võrdne entalpia muutusega:

Q p = ΔU + pΔV = ΔH

Kui protsess toimub konstantsel mahul (isohooriline) ja muu töö puudumisel, vastab vabanev või neeldunud soojus siseenergia muutusele:

Termokeemia alused

Keemilise termodünaamika haru, mis uurib keemiliste reaktsioonide kuumusi ja nende sõltuvust erinevatest füüsikalistest ja keemilistest parameetritest, nimetatakse termokeemiaks. Termokeemias kasutatakse termokeemilisi reaktsioonivõrrandeid, milles on näidatud aine agregatsiooni olek ja ühe produktina käsitletakse reaktsiooni termilist efekti. Näiteks:

2H 2(g) + O 2(g) = H2O (g) + 242 kJ,

Mis tähendab, et 1 mooli vee moodustumisel gaasilises olekus vabaneb 242 kJ soojust. Sel juhul entalpia muutus ΔH = − 242 kJ.

Q ja ΔH vastupidised märgid näitavad, et esimesel juhul on see keskkonnas toimuvate protsesside omadus ja teisel juhul süsteemis. Eksotermilise protsessi korral Q > 0, ΔH< 0, а при эндотермическом – наоборот.

Soojusefekte ei saa mitte ainult mõõta, vaid ka arvutada Hessi seaduse abil: konstantse p ja V juures toimuva keemilise reaktsiooni termiline efekt ei sõltu vaheetappide arvust, vaid selle määrab ainult reaktori alg- ja lõppseisund. süsteem.

Hessi seaduse tagajärjed

Hessi seadusel on 5 tagajärge:

1) Lihtainetest 1 mooli kompleksaine moodustumise termilist efekti standardtingimustes nimetatakse selle aine moodustumise soojuseks - ΔH 0 f. Nii näiteks võrdub ΔH 0 f (CO 2) C (s) ja O 2 (g) väärtusega –393,51 kJ.

2) Lihtainete moodustumise standardsoojused on võrdsed nulliga.

3) Keemilise reaktsiooni standardne termiline efekt (ΔH 0) on võrdne reaktsioonisaaduste tekkesoojuste summa (võttes arvesse stöhhiomeetrilisi koefitsiente) ja lähteainete moodustumise soojuste summa vahega. (kaasa arvatud stöhhiomeetrilised koefitsiendid):

ΔH 0 = Σ ΔH 0 f (produktid) − Σ ΔH 0 f (reaktiivid)

Näiteks reaktsiooni jaoks:

2H 2S (g) + 3O 2 (g) = 2SO 2 (g) + 2H 2O (vesi)

ΔH 0 = Σ (2 × ΔH 0 f (SO 2) + 2 × ΔH 0 f (H 2 O)) – Σ (2 ΔH 0 f (H 2 S) +0)

4) Keemilise reaktsiooni termiline efekt võrdub lähteainete põlemissoojuste summa ja reaktsioonisaaduste põlemissoojuste summa vahega, võttes arvesse stöhhiomeetrilisi koefitsiente.

5) Kõiki algebralisi tehteid saab sooritada termokeemiliste võrranditega, näiteks:

A= B + C + 400 kJ

B + D = A – 200 kJ

Lisades need võrrandid saame

A + B + D = B + C + A + 200 kJ

D = C + 200 kJ

ΔH 0 = – 200 kJ

Entroopia. Keemiliste protsesside suund. Gibbsi energia

MÄÄRATLUS

Entroopia (S)– süsteemi omadus, mille muutumine pöörduva protsessi käigus on arvuliselt võrdne protsessi soojuse ja temperatuuri suhtega:

Näiteks kui vesi aurustub keemistingimustes (T = 373 K, p = 1 atm), on entroopia muutus võrdne ΔS = ΔH exp /373 = 44000/373 = 118 kJ/(mol × K).

Ainete standardentroopia (S 0) põhjal on võimalik arvutada erinevate protsesside entroopia muutus:

Δ r S 0 = Σ n i S 0 − Σ n j S 0,

kus i on reaktsiooniproduktid, siis j on lähteained.

Lihtainete entroopia ei ole null.

Arvutades Δ r S 0 ja Δ r H 0, võime järeldada, et reaktsioon on pöörduv. Seega, kui Δ r S 0 ja Δ r H 0 on suuremad kui null või Δ r S 0 ja Δ r H 0 on väiksemad kui null, siis on reaktsioon pöörduv.

Seal on funktsioon, mis ühendab entalpia ja entroopia muutuse ning vastab küsimusele reaktsiooni spontaansuse kohta - Gibbsi energia (G).

ΔG = ΔH − T × ΔS

Δ r G 0 = Δ r H 0 − T × Δ r S 0

Keemilise reaktsiooni suunda hinnatakse väärtuse Δ r G 0 järgi. Kui Δ r G 0<0, то реакция идет в прямом направлении, а если Δ r G 0 >0 – tagurpidi. Kahest reaktsioonist kulgeb suurima tõenäosusega see, mille Δ r G 0 väärtus on väiksem.

Tabel 1. Keemiliste reaktsioonide spontaanse toimumise tingimused

Näited probleemide lahendamisest

NÄIDE 1

Harjutus

Arvutage Gibbsi energia muutus (Δ G o 298) protsessi jaoks:

Na2O(s) + H2O(l) → 2NaOH(id)

Kas standardtingimustes ja 298K juures on võimalik spontaanne reaktsioon?

Nõutavad viiteandmed: Δ G o f (NaOH,t) = –381,1 kJ/mol, Δ G o f (Na2O) = –378 kJ/mol, Δ G o f (H2O, l) = –237 kJ/mol.

Lahendus

Standardtingimustel ja T=298K Δ G o 298 saab arvutada Gibbsi koguenergia erinevusena (Δ G o f) reaktsioonisaaduste moodustumine ja lähteainete moodustumise Gibbsi koguenergia:

Δ G o 298 = 2Δ G o f (NaOH,t) – [Δ G o f (Na 2 O, t) + Δ G o f (H 2 O, l)]

Δ G o 298 = 2 (–381,1) –[–378 + (–237)] = –147,2 kJ.

Δ väärtus G o 298 on negatiivne, seega on spontaanne reaktsioon võimalik.

Vastus

Δ G o 298 = –147,2 kJ, spontaanne reaktsioon on võimalik.

Loe ka:

I. Reaktsioonide klassifikatsioon süsiniku karkassi muutuste järgi
Biheivioristlik suund psühholoogias. Biheiviorismi tähtsus kaasaegse psühholoogia arengule.
Haigus on organismis arenevate patogeensete ja adaptiivsete (sanogeensete) reaktsioonide ja protsesside dünaamiline kompleks.
Oluline suhtlusvaldkond on teatud riigivõimude üleandmine kohalikele omavalitsusorganitele.
Valents. Keemiliste elementide aatomite valentsivõimalused.
Inimese kokkupuude eluta päritoluga keemiliste ühenditega.
Küsimus 1. Tuumareaktsioon. Tuuma lõhustumise ahelreaktsiooni toimumise tingimus