A reakció bekövetkezésének valószínűsége. Miért fordulnak elő kémiai reakciók? Feladatváltozatok önálló megoldásra

(a görög kineticos drive szóból) a kémiai reakciók mechanizmusainak és időbeli előfordulásának mintázatainak tudománya. 19-kor V. A kémiai termodinamika alapjainak fejlesztése eredményeként a kémikusok megtanulták kiszámítani az egyensúlyi keverék összetételét reverzibilis kémiai reakciókhoz. Ezen túlmenően egyszerű számítások alapján kísérletek elvégzése nélkül is lehetett következtetést levonni egy adott reakció adott körülmények között végbemenő alapvető lehetőségére vagy lehetetlenségére. Ez azonban „elvileg lehetséges”a reakció nem azt jelenti, hogy el fog menni. Például a C + O reakció 2 ® CO 2 termodinamikai szempontból nagyon kedvező, legalábbis 1000 alatti hőmérsékleten° C (magasabb hőmérsékleten a CO-molekulák bomlása megy végbe 2 ), azaz szénnek és oxigénnek (majdnem 100%-os kitermeléssel) szén-dioxiddá kell alakulnia. A tapasztalat azonban azt mutatja, hogy egy darab szén évekig heverhet a levegőben, szabad oxigénhez jutva anélkül, hogy változáson menne keresztül. Ugyanez elmondható sok más ismert reakcióról is. Például a hidrogén klórral vagy oxigénnel alkotott keveréke nagyon hosszú ideig fennmaradhat kémiai reakciók jelei nélkül, bár mindkét esetben a reakciók termodinamikailag kedvezőek. Ez azt jelenti, hogy miután a sztöchiometrikus keverékben egyensúlyba került, H 2 + Cl 2 Csak hidrogén-klorid maradjon, és a keverékben 2H 2 + O 2 csak vizet. Egy másik példa: az acetiléngáz meglehetősen stabil, bár a reakció C 2 H 2 ® 2C + H 2 nemcsak termodinamikailag megengedett, hanem jelentős energiafelszabadulás is kíséri. Valóban, nagy nyomáson az acetilén felrobban, de normál körülmények között meglehetősen stabil.

A termodinamikailag megengedett reakciók, mint amilyeneket figyelembe vettünk, csak bizonyos körülmények között fordulhatnak elő. Például gyújtás után a szén vagy a kén spontán összekapcsolódik oxigénnel; a hidrogén könnyen reagál a klórral, ha a hőmérséklet emelkedik, vagy ha ultraibolya fénynek van kitéve; hidrogén és oxigén keveréke (robbanásveszélyes gáz) felrobban, ha meggyújtják, vagy ha katalizátort adnak hozzá. Miért van szükség ezekhez a reakciókhoz különleges hatások, például melegítés, besugárzás és katalizátorok működése? A kémiai termodinamika nem ad választ erre a kérdésre, az idő fogalma hiányzik belőle. Ugyanakkor gyakorlati okokból nagyon fontos tudni, hogy egy adott reakció egy másodperc, egy év, vagy sok évezred múlva megy végbe.

A tapasztalatok azt mutatják, hogy a különböző reakciók sebessége nagyon eltérő lehet. Sok reakció szinte azonnal végbemegy vizes oldatokban. Így ha feleslegben savat adunk a bíbor színű fenolftalein lúgos oldatához, az oldat azonnal elszíneződik, ami azt jelenti, hogy a semlegesítési reakció, valamint az indikátor színes formájának színtelenné alakítása, nagyon gyorsan haladjon tovább. A kálium-jodid vizes oldatának légköri oxigénnel való oxidációs reakciója sokkal lassabban megy végbe: a reakciótermék, a jód sárga színe csak hosszú idő után jelenik meg. A vas és különösen a rézötvözetek korróziós folyamatai, valamint sok más folyamat lassan megy végbe.

A kémiai reakció sebességének előrejelzése, valamint ennek a sebességnek a reakciókörülményektől való függésének tisztázása a kémiai kinetika egyik fontos feladata, a reakciók időbeli mintázatait vizsgáló tudomány. Nem kevésbé fontos a kémiai kinetika előtt álló második feladat - a kémiai reakciók mechanizmusának tanulmányozása, vagyis a kiindulási anyagok reakciótermékekké történő átalakulásának részletes útja.

Sebességreakció. A sebesség meghatározásának legegyszerűbb módja egy homogén (homogén) keverékben, állandó térfogatú edényben lévő gáz- vagy folyékony reagensek közötti reakció. Ebben az esetben a reakciósebességet a reakcióban részt vevő bármely anyag (lehet kiindulási anyag vagy reakciótermék) koncentrációjának egységnyi idő alatti változásaként határozzuk meg. Ez a definíció deriváltként írható fel: v = d c/d t, Ahol v reakciósebesség; t idő, c koncentráció. Ez a sebesség könnyen meghatározható, ha vannak kísérleti adatok az anyag koncentrációjának időbeli függésére vonatkozóan. Ezen adatok felhasználásával kinetikai görbének nevezett grafikont készíthet. A reakció sebességét a kinetikai görbe adott pontjában az érintett pont meredeksége határozza meg. Az érintő meredekségének meghatározása mindig tartalmaz némi hibát. A kezdeti reakciósebesség a legpontosabban meghatározható, mivel először a kinetikai görbe általában közel van egy egyeneshez; így könnyebben rajzolhatunk érintőt a görbe kezdőpontjában.

Ha az időt másodpercben, a koncentrációt pedig mol/literben mérjük, akkor a reakciósebességet mol/(l) egységekben mérjük.

· Val vel). Így a reakciósebesség nem függ a reakcióelegy térfogatától: azonos körülmények között kis kémcsőben és nagyméretű reaktorban is azonos lesz.

Érték d

t mindig pozitív, míg a d előjele c attól függ, hogy a koncentráció hogyan változik az idő múlásával: csökken (kiindulási anyagoknál) vagy nő (reakciótermékeknél). Annak érdekében, hogy a reakciósebesség mindig pozitív érték maradjon, a kiindulási anyagoknál mínusz jelet kell tenni a származék elé: v = d c/d t . Ha a reakció gázfázisban megy végbe, a sebességi egyenletben az anyagok koncentrációja helyett gyakran nyomást használnak. Ha a gáz az ideálishoz közeli, akkor a nyomás R a koncentrációhoz kapcsolódik egy egyszerű egyenlettel: p = katódsugárcső. Egy reakció során különböző anyagok fogyhatnak el és képződhetnek különböző sebességgel, a sztöchiometrikus egyenletben szereplő együtthatók szerint ( cm. SZTÖCHIOMETRIA), ezért egy adott reakció sebességének meghatározásakor ezeket az együtthatókat figyelembe kell venni. Például az ammónia 3H szintézis reakciójában 2 + N 2 ® 2NH 3 A hidrogén fogyasztása háromszor gyorsabb, mint a nitrogén, és az ammónia kétszer gyorsabban halmozódik fel, mint a nitrogén. Ezért ennek a reakciónak a sebességegyenlete a következőképpen van felírva: v = 1/3 d p(H2)/d t= d p(N 2)/d t= +1/2 d p(NH3)/d t . Általában, ha a reakció sztöchiometrikus, pl. pontosan a felírt egyenletnek megfelelően halad: aA + b B® cC + dD, sebességét a következőképpen határozzuk meg 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 (szögletes zárójelek az anyagok moláris koncentrációjának jelzésére szolgálnak). Így az egyes anyagok sebessége szigorúan összefügg egymással, és miután kísérletileg meghatározták a sebességet a reakció bármely résztvevőjére, könnyen kiszámítható bármely más anyag esetében.

Az iparban alkalmazott reakciók többsége heterogén-katalitikus. A szilárd katalizátor és a gáz- vagy folyékony fázis határfelületén fordulnak elő. A két fázis határfelületén olyan reakciók is végbemennek, mint a szulfidok pörkölése, fémek, oxidok és karbonátok savakban való oldódása és számos egyéb folyamat. Az ilyen reakcióknál a sebesség a határfelület méretétől is függ, ezért a heterogén reakció sebessége nem térfogategységhez, hanem egységnyi felülethez kapcsolódik. Mérje meg azt a felületet, amelyen a reakció bekövetkezik

Nem mindig könnyű.

Ha egy reakció zárt térfogatban megy végbe, akkor sebessége a legtöbb esetben a kezdeti időpontban (amikor a kiindulási anyagok koncentrációja maximális) maximális, majd ahogy a kiindulási reagensek termékké alakulnak, és ennek megfelelően koncentrációjuk csökken, a reakciósebesség csökken. Vannak olyan reakciók is, amelyeknél a sebesség idővel növekszik. Például, ha egy rézlemezt tiszta salétromsav-oldatba merítünk, a reakciósebesség idővel növekszik, ami vizuálisan könnyen megfigyelhető. Idővel felgyorsulnak az alumínium lúgos oldatokban való oldódási folyamatai, számos szerves vegyület oxigénnel történő oxidációja és számos egyéb folyamat is. Ennek a gyorsulásnak az okai eltérőek lehetnek. Ennek oka lehet például a fémfelületről védő oxidfilm eltávolítása, vagy a reakcióelegy fokozatos felmelegedése, vagy a reakciót gyorsító anyagok felhalmozódása (az ilyen reakciókat autokatalitikusnak nevezzük).

Az iparban a reakciókat általában a kiindulási anyagok reaktorba történő folyamatos betáplálásával és a termékek eltávolításával hajtják végre. Ilyen körülmények között lehetséges a kémiai reakció állandó sebessége elérni. A fotokémiai reakciók is állandó sebességgel mennek végbe, feltéve, hogy a beeső fény teljesen elnyelődik ( cm. FOTOKÉMIAI REAKCIÓK).

A reakció limitáló szakasza. Ha egy reakció egymást követő szakaszokon keresztül megy végbe (nem feltétlenül mindegyik kémiai), és ezek közül az egyik sokkal több időt igényel, mint a többi, vagyis sokkal lassabban megy végbe, akkor ezt a szakaszt korlátozónak nevezzük. Ez a leglassabb szakasz határozza meg az egész folyamat sebességét. Példaként tekintsük az ammónia oxidációjának katalitikus reakcióját. Itt két lehetséges korlátozó eset van.

1. A reaktáns molekulák, ammónia és oxigén áramlása a katalizátor felületére (fizikai folyamat) sokkal lassabban megy végbe, mint maga a katalitikus reakció a felületen. Ekkor a céltermék, a nitrogén-oxid képződési sebességének növelésére teljesen hiábavaló a katalizátor hatásfokának növelése, de ügyelni kell a reagensek felszínre jutásának felgyorsítására.

2. A reagensek felszínre jutása sokkal gyorsabban megy végbe, mint maga a kémiai reakció. Itt van értelme a katalizátor javításának, a katalitikus reakció optimális körülményeinek megválasztásának, hiszen a határlépés ebben az esetben a felületen zajló katalitikus reakció.

Ütközéselmélet. Történelmileg az első elmélet, amely alapján a kémiai reakciók sebességét ki lehetett számítani, az ütközéselmélet volt. Nyilvánvaló, hogy ahhoz, hogy a molekulák reagálhassanak, először ütközniük kell. Ebből következik, hogy a reakciónak gyorsabban kell lezajlania, minél gyakrabban ütköznek egymással a kiindulási anyagok molekulái. Ezért minden olyan tényező, amely befolyásolja a molekulák közötti ütközések gyakoriságát, hatással lesz a reakció sebességére is. A gázok molekuláris kinetikai elmélete alapján megállapítottam néhány fontos törvényt a molekulák ütközésére vonatkozóan.

A gázfázisban a molekulák nagy sebességgel mozognak (másodpercenként több száz méter), és nagyon gyakran ütköznek egymással. Az ütközések gyakoriságát elsősorban az egységnyi térfogatra jutó részecskék száma, vagyis a koncentráció (nyomás) határozza meg. Az ütközések gyakorisága függ a hőmérséklettől (növekedésével a molekulák gyorsabban mozognak) és a molekulák méretétől (a nagy molekulák gyakrabban ütköznek egymással, mint a kicsik). A koncentráció azonban sokkal erősebb hatással van az ütközési gyakoriságra. Szobahőmérsékleten és légköri nyomáson minden közepes méretű molekula másodpercenként több milliárd ütközést tapasztal.

® C két gáznemű A és B vegyület között, feltételezve, hogy kémiai reakció megy végbe, amikor a reagens molekulák ütköznek. Legyen az A és B reagensek keveréke egyenlő koncentrációban egy literes lombikban légköri nyomáson. Összesen 6 lesz a lombikban· 10 23 /22,4 = 2,7 · 10 22 molekulák, ebből 1,35· 10 22 Az A anyag molekulái és ugyanannyi B anyag molekulája. Minden A molekula 1 s alatt tapasztaljon 10-et 9 ütközések más molekulákkal, amelyek fele (5· 10 8 ) a B molekulákkal való ütközések során lép fel (az A + A ütközések nem vezetnek reakcióhoz). Ekkor összesen 1,35 fordul elő a lombikban 1 másodperc alatt· 10 22 · 5 · 10 8 ~ 7 · 10 30 Az A és B molekulák ütközései. Nyilvánvalóan, ha mindegyik reakcióhoz vezetne, az azonnal végbemenne. Sok reakció azonban meglehetősen lassan megy végbe. Ebből arra következtethetünk, hogy a reaktáns molekulák közötti ütközéseknek csak egy kis része vezet kölcsönhatáshoz közöttük.

Egy olyan elmélet megalkotásához, amely lehetővé teszi a reakciósebesség kiszámítását a gázok molekuláris kinetikai elmélete alapján, ki kellett számolni a molekulák ütközésének teljes számát és a reakciókhoz vezető „aktív” ütközések arányát. Azt is meg kellett magyarázni, hogy a legtöbb kémiai reakció sebessége miért növekszik meg nagymértékben a hőmérséklet emelkedésével, a molekulák sebessége és a köztük lévő ütközések gyakorisága a hőmérséklettel arányosan kismértékben nő.

, azaz csak 1,3-szoros a hőmérséklet 293 K-ről történő növekedésével (20°C) 373 K-ig (100 °C). C), míg a reakciósebesség ezerszeresére nőhet.

Ezeket a problémákat az ütközéselmélet alapján az alábbiak szerint oldottuk meg. Az ütközések során a molekulák folyamatosan sebességet és energiát cserélnek. Így egy „sikeres” ütközés következtében egy adott molekula érezhetően megnövelheti a sebességét, míg „sikertelen” ütközésnél szinte megállhat (hasonló helyzet figyelhető meg a biliárdgolyók példáján is). Normál légköri nyomáson az ütközések, és így a sebesség változásai másodpercenként milliárdszor fordulnak elő minden egyes molekulánál. Ebben az esetben a molekulák sebességét és energiáit nagyrészt átlagoljuk. Ha egy adott időpillanatban meghatározott sebességű molekulákat „újraszámolunk” egy adott térfogatú gázban, akkor kiderül, hogy jelentős részük sebessége az átlaghoz közeli. Ugyanakkor sok molekula sebessége kisebb az átlagosnál, és néhány molekula az átlagosnál nagyobb sebességgel mozog. A sebesség növekedésével az adott sebességű molekulák aránya gyorsan csökken. Az ütközéselmélet szerint csak azok a molekulák rendelkeznek kellően nagy sebességgel (és ezáltal nagy mozgási energiával), amelyek ütközéskor reagálnak. Ezt a feltételezést 1889-ben tette fel egy svéd vegyész Svante Arrhenius

. Aktiválási energia. Arrhenius bevezette a vegyészek használatába az aktiválási energia nagyon fontos fogalmát ( E a ) ez az a minimális energia, amellyel egy molekulának (vagy egy molekulapárnak) rendelkeznie kell ahhoz, hogy kémiai reakcióba lépjen. Az aktiválási energiát általában joule-ban mérik, és nem egy molekulára vonatkozik (ez nagyon kicsi érték), hanem egy anyag móljára, és J/mol vagy kJ/mol egységekben fejezik ki. Ha az ütköző molekulák energiája kisebb, mint az aktiválási energia, akkor a reakció nem megy végbe, de ha egyenlő vagy nagyobb, akkor a molekulák reagálnak.

A különböző reakciók aktiválási energiáit kísérletileg határozzuk meg (a reakciósebesség hőmérséklettől való függéséből). Az aktiválási energia meglehetősen széles tartományban változhat, az egységektől a több száz kJ/mol-ig. Például a 2NO reakcióhoz

2 ® N 2 O 4 Az aktiválási energia a 2H reakcióhoz közel nulla 2 O 2 ® 2H 2 O + O 2 vizes oldatokban E a = 73 kJ/mol, az etán hőbontásához etilénre és hidrogénre E a = 306 kJ/mol.

A legtöbb kémiai reakció aktiválási energiája jelentősen meghaladja a molekulák átlagos kinetikus energiáját, amely szobahőmérsékleten csak körülbelül 4 kJ/mol, sőt 1000 °C hőmérsékleten is.

° C nem haladja meg a 16 kJ/mol értéket. Így ahhoz, hogy reagálhassanak, a molekuláknak általában az átlagosnál sokkal nagyobb sebességgel kell rendelkezniük. Például abban az esetben E a = 200 kJ/mol A kis molekulatömegű ütköző molekulák sebessége 2,5 km/s nagyságrendű legyen (az aktiválási energia 25-ször nagyobb, mint a molekulák átlagos energiája 20 °C-on° VAL VEL). És ez egy általános szabály: a legtöbb kémiai reakciónál az aktiválási energia jelentősen meghaladja a molekulák átlagos kinetikus energiáját.

Nagyon kicsi annak a valószínűsége, hogy egy molekula ütközéssorozat eredményeként nagy energiát halmoz fel: egy ilyen folyamathoz kolosszális számú egymást követő „sikeres” ütközésre van szükség, aminek következtében a molekula csak energiát nyer anélkül, hogy elveszítené. . Ezért sok reakcióhoz csak a molekulák egy kis töredéke rendelkezik elegendő energiával a gát leküzdéséhez. Ezt a részesedést az Arrhenius-elméletnek megfelelően a következő képlet határozza meg:

a = e E a/ RT= 10 E a/2.3 RT~10 E a/19 T, hol R = 8,31 J/(mol. NAK NEK). A képletből az következik, hogy a molekulák aránya az energiával E a , valamint az aktív ütközések aránya a , nagyon erősen függ mind az aktiválási energiától, mind a hőmérséklettől. Például egy reakcióhoz E a = 200 kJ/mol szobahőmérsékleten ( T~ 300 K) az aktív ütközések aránya elhanyagolható: a = 10 200 000/(19 , 300) ~ 10 35. És ha az edényben minden másodpercben 7 van· 10 30 Az A és B molekulák ütközésekor egyértelmű, hogy a reakció nem megy végbe.

Ha megduplázza az abszolút hőmérsékletet, pl. melegítsük fel a keveréket 600 K-re (327 °C); Ugyanakkor az aktív ütközések aránya meredeken növekszik:

a = 10 200 000/(19 , 600) ~ 4·10 18 . Így a 2-szeres hőmérséklet-emelkedés 4 10-el növelte az aktív ütközések arányát 17 egyszer. Most minden második az összesen körülbelül 7 10-ből 30 ütközések reakcióhoz vezetnek 7 10 30 4 10 18 ~ 3 10 13 . Egy reakció, amelyben minden másodpercben 3 10 13 molekulák (körülbelül 10-ből 22 ), bár nagyon lassan, mégis megy. Végül 1000 K (727 °C) hőmérsékleten a ~ 3·10 11 (egy adott reaktáns molekula minden 30 milliárd ütközéséből egy reakciót eredményez). Ez már sok, hiszen 1 s 7 10 alatt 30 3 10 11 = 2 10 20 molekulák, és egy ilyen reakció néhány percen belül lezajlik (figyelembe véve az ütközések gyakoriságának csökkenését a reagensek koncentrációjának csökkenésével).

Most már világos, hogy a hőmérséklet növelése miért növelheti annyira a reakció sebességét. A molekulák átlagos sebessége (és energiája) kissé növekszik a hőmérséklet emelkedésével, de meredeken növekszik azoknak a „gyors” (vagy „aktív”) molekuláknak az aránya, amelyek elegendő mozgási sebességgel vagy elegendő rezgési energiával rendelkeznek a reakció lezajlásához.

A reakciósebesség kiszámítása, figyelembe véve az ütközések teljes számát és az aktív molekulák hányadát (azaz az aktiválási energiát), gyakran kielégítő egyezést ad a kísérleti adatokkal. Számos reakció esetében azonban a kísérletileg megfigyelt sebesség kisebbnek bizonyul, mint az ütközéselmélet által számított sebesség. Ez azzal magyarázható, hogy a reakció létrejöttéhez az ütközésnek nemcsak energetikailag, hanem „geometriailag” is sikeresnek kell lennie, vagyis a molekuláknak az ütközés pillanatában egymáshoz képest meghatározott módon kell orientálódniuk. . Így a reakciósebesség ütközéselméleti módszerrel történő kiszámításakor az energiatényező mellett az adott reakció sztérikus (térbeli) tényezőjét is figyelembe veszik.

Arrhenius egyenlet. A reakciósebesség hőmérséklettől való függését általában az Arrhenius-egyenlet írja le, amely a legegyszerűbb formájában így írható fel. v = v 0 a = v 0 e E a/ RT , Ahol v 0 az a sebesség, amellyel a reakció nulla aktiválási energiánál lenne (valójában ez az ütközések gyakorisága térfogategységenként). Mert a v 0 gyengén függ a hőmérséklettől, mindent a második exponenciális tényező határoz meg: a hőmérséklet emelkedésével ez a tényező gyorsan növekszik, és minél gyorsabban, annál nagyobb az aktiválási energia E A. A reakciósebességnek ezt a hőmérséklettől való függését Arrhenius-egyenletnek nevezik, ez az egyik legfontosabb a kémiai kinetikában. A hőmérséklet reakciósebességre gyakorolt hatásának közelítésére néha az úgynevezett „van’t Hoff-szabályt” használják ( cm. Van't Hoff szabálya).

Ha egy reakció engedelmeskedik az Arrhenius-egyenletnek, akkor sebességének logaritmusának (például a kezdeti pillanatban mérve) lineárisan kell függnie az abszolút hőmérséklettől, azaz az ln görbétől.

v 1-től/ T egyértelműnek kell lennie. Ennek az egyenesnek a meredeksége megegyezik a reakció aktiválási energiájával. Egy ilyen grafikon segítségével megjósolhatja, hogy egy adott hőmérsékleten mekkora lesz a reakciósebesség, vagy milyen hőmérsékleten megy végbe a reakció adott sebességgel. Néhány gyakorlati példa az Arrhenius-egyenlet használatára.

1. A fagyasztott termék csomagolásán az szerepel, hogy hűtőszekrény polcon (5°C) 24 óráig, egy csillaggal jelölt mélyhűtőben (6°C) egy hétig, két csillaggal (12°C) tárolható. egy hónapig , és *** szimbólummal ellátott mélyhűtőben (ami azt jelenti, hogy a hőmérséklet benne 18 °C) 3 hónapig. Feltéve, hogy a termék romlási aránya fordítottan arányos a garantált eltarthatósági idővel

t xp, ln koordinátákkal t хр , 1/ T kapunk az Arrhenius-egyenletnek megfelelően egy egyenest. Ebből kiszámolható az adott termék megromlásához vezető biokémiai reakciók aktiválási energiája (kb. 115 kJ/mol). Ugyanebből a grafikonból megtudhatja, hogy a terméket milyen hőmérsékletre kell lehűteni, hogy például 3 évig tárolható legyen; 29°C-nak bizonyul.

2. A hegymászók tudják, hogy a hegyekben nehéz megfőzni a tojást, vagy általában minden olyan ételt, amely többé-kevésbé hosszú főzést igényel. Minőségileg ennek oka egyértelmű: a légköri nyomás csökkenésével a víz forráspontja csökken. Az Arrhenius-egyenlet segítségével kiszámíthatja, mennyi ideig tart például egy tojás kemény megfőzése Mexikóvárosban, amely 2265 m tengerszint feletti magasságban található, ahol a normál nyomás 580 Hgmm, a víz pedig ilyen csökkentett nyomáson. 93 °C-on forr. Megmérték a fehérje „folding” (denaturációs) reakció aktiválási energiáját, és sok más kémiai reakcióhoz képest nagyon nagynak bizonyult - körülbelül 400 kJ/mol (különböző fehérjéknél kissé eltérhet). Ebben az esetben a hőmérséklet 100-ról 93 °C-ra (azaz 373-ról 366 K-re) történő csökkentése 10-el lassítja a reakciót.

(400000/19) (1/366 1/373) = 11,8-szor. Emiatt a felvidékiek szívesebben sütik az ételeket a főzéssel szemben: a serpenyő hőmérséklete, ellentétben a forrásban lévő víz hőmérsékletével, nem függ a légköri nyomástól.

3. A gyorsfőzőben az ételt megnövelt nyomáson, így a víz magasabb forráspontján főzik. Ismeretes, hogy egy normál serpenyőben a marhahúst 23 órán át, az almabefőttet 1015 percig főzik. Tekintettel arra, hogy mindkét folyamat hasonló aktiválási energiájú (kb. 120 kJ/mol), az Arrhenius-egyenlettel kiszámolhatjuk, hogy egy gyorsfőzőben 118°C-on a hús 2530 percig, a befőtt pedig mindössze 2 percig sül.

Az Arrhenius-egyenlet nagyon fontos a vegyipar számára. Exoterm reakció esetén a felszabaduló hőenergia nemcsak a környezetet, hanem magukat a reagenseket is felmelegíti. ez a reakció nemkívánatos gyors felgyorsulását eredményezheti. A reakciósebesség és a hőleadás sebességének változásának kiszámítása a hőmérséklet emelkedésével lehetővé teszi, hogy elkerüljük a hőrobbanást ( cm. ROBBANÓ ANYAGOK).

A reakciósebesség függése a reagensek koncentrációjától. A legtöbb reakció sebessége az idő múlásával fokozatosan csökken. Ez az eredmény jól egyezik az ütközéselmélettel: a reakció előrehaladtával a kiindulási anyagok koncentrációja csökken, és a köztük lévő ütközések gyakorisága csökken; Ennek megfelelően az aktív molekulák ütközésének gyakorisága csökken. Ez a reakciósebesség csökkenéséhez vezet. Ez a lényege a kémiai kinetika egyik alaptörvényének: a kémiai reakció sebessége arányos a reagáló molekulák koncentrációjával. Matematikailag ez felírható képletként v = k[A][B], hol k reakciósebesség állandónak nevezett állandó. A megadott egyenletet kémiai reakciósebesség egyenletnek vagy kinetikai egyenletnek nevezzük. Ennek a reakciónak a sebességi állandója nem a reagensek koncentrációjától és az időtől függ, hanem a hőmérséklettől függ az Arrhenius-egyenlet szerint: k = k 0 e E a/ RT . A legegyszerűbb sebességegyenlet v = k Az [A][B] mindig igaz abban az esetben, ha az A molekulák (vagy más részecskék, például ionok) a B molekulákkal ütközve közvetlenül átalakulhatnak reakciótermékekké. Az ilyen reakciókat, amelyek egy lépésben (a vegyészek mondják, egy szakaszban) mennek végbe, elemi reakcióknak nevezzük. Kevés ilyen reakció van. A legtöbb reakció (még az egyszerűnek tűnő reakciók is, mint a H 2 + I 2 ® 2HI) nem elemiek, ezért egy ilyen reakció sztöchiometrikus egyenlete alapján a kinetikai egyenlete nem írható fel.

A kinetikai egyenletet kétféleképpen kaphatjuk meg: kísérletileg úgy, hogy külön-külön mérjük a reakciósebesség függését az egyes reagensek koncentrációjától, illetve elméletileg, ha a reakció részletes mechanizmusa ismert. Leggyakrabban (de nem mindig) a kinetikai egyenletnek van alakja

v = k[A] x[B] y , Ahol x és y Az A és B reaktánsok reakciórendjeit nevezzük. Ezek a sorrendek általában lehetnek egészek és törtszámok, pozitívak és akár negatívak is. Például a CH acetaldehid hőbomlási reakciójának kinetikai egyenlete 3 CHO® CH 4 + CO a formája v = k 1,5 , azaz a reakció másfél rendű. Néha lehetséges a sztöchiometrikus együtthatók és a reakciósorrendek véletlen egybeesése. Így a kísérlet azt mutatja, hogy a H reakció 2 + I 2 ® A 2HI hidrogénben és jódban is elsőrendű, azaz kinetikai egyenlete a következő v = k(Ezért a reakciót sok évtizeden át eleminek tartották, mígnem 1967-ben bebizonyosodott bonyolultabb mechanizmusa).

Ha a kinetikai egyenlet ismert, pl. Ismeretes, hogy a reakciósebesség az egyes időpillanatokban hogyan függ a reagensek koncentrációitól, és ismert a sebességi állandó is, így ki lehet számítani a reaktánsok és reakciótermékek koncentrációinak időfüggését, pl. elméletileg megkapjuk az összes kinetikai görbét. Az ilyen számításokhoz felsőfokú matematikai vagy számítógépes számítási módszereket alkalmaznak, és ezek nem jelentenek alapvető nehézségeket.

Másrészt a kísérletileg kapott kinetikai egyenlet segít megítélni a reakciómechanizmust, i.e. egyszerű (elemi) reakciók halmazáról. A reakciómechanizmusok feltárása a kémiai kinetika legfontosabb feladata. Ez nagyon nehéz feladat, hiszen egy egyszerűnek tűnő reakció mechanizmusa is sok elemi szakaszt tartalmazhat.

A reakciómechanizmus meghatározására szolgáló kinetikai módszerek alkalmazását alkil-halogenidek alkoholokká történő lúgos hidrolízisének példájával szemléltethetjük: RX +

OH ® ROH + X . Kísérletileg felfedezték, hogy ha R = CH 3, C 2 H 5 stb. és X = Cl, a reakció sebessége egyenesen arányos a reaktánsok koncentrációjával, azaz. az RX halogenidben az első, az alkáliban az első sorrendű, és a kinetikai egyenlet alakja v = k 1 . Tercier alkil-jodidok esetén (R = (CH 3) 3 C, X = I) sorrendben először RX-ben, és alkáli nullában: v = k 2 . Köztes esetekben, például izopropil-bromid esetében (R = (CH 3) 2 CH, X = Br), a reakciót egy bonyolultabb kinetikai egyenlet írja le: v = k 1 + k 2 . Ezen kinetikai adatok alapján a következő következtetést vontuk le az ilyen reakciók mechanizmusáról.

Az első esetben a reakció egy lépésben megy végbe, az alkoholmolekulák OH-ionokkal való közvetlen ütközésével.

(az úgynevezett SN mechanizmus 2 ). A második esetben a reakció két szakaszban megy végbe. Első lépésben az alkil-jodid lassú disszociációja két ionra: R I® R + + I . Második nagyon gyors reakció az ionok között: R+ + OH ® ROH. A teljes reakció sebessége csak a lassú (korlátozó) szakasztól függ, tehát nem függ a lúgkoncentrációtól; ezért nulla rendű lúgban (SN mechanizmus 1 ). A szekunder alkil-bromidok esetében mindkét mechanizmus egyidejűleg lép fel, így a kinetikai egyenlet összetettebb.

Ilja Leenson

IRODALOM A kémiai folyamat tanának története. M., Nauka, 1981
Leenson I.A. Kémiai reakciók. M., AST Astrel, 2002

A termodinamika első főtétele lehetővé teszi különböző folyamatok hőhatásainak kiszámítását, de nem ad információt a folyamat irányáról.

A természetben lezajló folyamatoknak két mozgatórugója ismert:

1. A rendszer vágya, hogy a legkevesebb energiájú állapotba kerüljön;

2. A rendszer vágya a legvalószínűbb állapot elérésére, amelyet a független részecskék maximális száma jellemez.

Az első tényezőt az entalpia változása jellemzi. A vizsgált esetet hőleadásnak kell kísérnie, ezért DH< 0.

A második tényezőt a hőmérséklet és a változás határozza meg entrópia.

entrópia (S)- a rendszer állapotának termodinamikai függvénye, amely a rendszer egy adott állapotának megvalósulásának valószínűségét tükrözi a hőcsere folyamatában.

Az energiához hasonlóan az entrópia sem kísérletileg meghatározott mennyiség. Izoterm körülmények között végbemenő reverzibilis folyamatban az entrópia változása a következő képlettel számítható ki:

Ez azt jelenti, hogy egy visszafordíthatatlan folyamat során az entrópia megnő, mivel a munka egy része hővé alakul.

Így a reverzibilis folyamatokban a rendszer a lehető legnagyobb munkát végzi. Egy visszafordíthatatlan folyamatban a rendszer mindig kevesebb munkát végez.

Az elveszett munka hővé alakítása a hő, mint az energiaátadás makroszkopikusan rendezetlen formájának jellemzője. Ebből következik, hogy az entrópiát a rendszer rendezetlenségének mértékeként értelmezzük:

A rendszer rendezetlenségének növekedésével az entrópia növekszik, és fordítva, a rendszer rendezettségével az entrópia csökken.

Így a víz párolgása során az entrópia növekszik, a víz kristályosodása során pedig csökken. A bomlási reakciókban az entrópia növekszik, a kapcsolódási reakciókban csökken.

Az entrópia fizikai jelentését a statisztikai termodinamika határozta meg. Boltzmann egyenlete szerint:

A folyamat spontán előfordulásának iránya az utolsó kifejezés bal és jobb oldalán lévő mennyiségek arányától függ.

Ha a folyamat izobár-izoterm körülmények között megy végbe, akkor a folyamat összesített hajtóerejét ún Gibbs szabad energia vagy izobár-izoterm potenciál (DG):

(15)

A DG érték lehetővé teszi a folyamat spontán előfordulásának irányának meghatározását:

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

Ha DG > 0, akkor a folyamat spontán módon az ellenkező irányba halad;

Ha a DG=0, akkor az állapot egyensúlyi.

Az élő szervezetekben, amelyek nyílt rendszerűek, számos biológiai reakció fő energiaforrása - a fehérje bioszintézisétől és az iontranszporttól az izomösszehúzódásig és az idegsejtek elektromos aktivitásáig - az ATP (adenozin-5¢-trifoszfát).

Az ATP hidrolízise során energia szabadul fel:

ATP + H 2 O ⇄ ADP + H 3 PO 4

ahol az ADP adenozin-5¢-difoszfát.

Ennek a reakciónak a DG 0 értéke -30 kJ, ezért a folyamat spontán módon halad előre.

Az izobár-izoterm potenciál számítására szolgáló egyenlet entalpia- és entrópiafaktorai közötti kapcsolat elemzése lehetővé teszi a következő következtetések levonását:

1. Alacsony hőmérsékleten az entalpiatényező dominál, és spontán módon exoterm folyamatok mennek végbe;

2. Magas hőmérsékleten az entrópiafaktor dominál, az entrópia növekedésével járó folyamatok spontán módon mennek végbe.

A bemutatott anyag alapján megfogalmazhatjuk A termodinamika II főtétele:

Izobár-izoterm körülmények között egy izolált rendszerben spontán módon mennek végbe azok a folyamatok, amelyek az entrópia növekedésével járnak.

Valójában egy elszigetelt rendszerben a hőcsere lehetetlen, ezért DH = 0 és DG » -T×DS. Ez azt mutatja, hogy ha a DS érték pozitív, akkor a DG érték negatív, ezért a folyamat spontán módon halad előre.

A termodinamika második törvényének másik megfogalmazása:

A kevésbé fűtött testekről a melegebb testekre a hő kompenzálatlan átadása lehetetlen.

A kémiai folyamatokban az entrópia és a Gibbs-energia változásait a Hess-törvény határozza meg:

,	(16)
.	(17)

Reakciók, amelyekre a DG< 0 называют exergonikus.

Azok a reakciók, amelyekre DG > 0 van meghívva endergonikus.

A kémiai reakció DG értéke a következő összefüggésből is meghatározható:

DG = DH - T×DS.

táblázatban Az 1. ábra a spontán reakció lehetőségét (vagy lehetetlenségét) mutatja a DH és DS jelek különböző kombinációi esetén.

Problémamegoldó szabványok

1. Valamilyen reakció az entrópia csökkenésével megy végbe. Határozza meg, milyen körülmények között lehetséges a reakció spontán bekövetkezése.

A reakció spontán bekövetkezésének feltétele a Gibbs-szabadenergia csökkenése, i.e. DG< 0. Изменение DG можно рассчитать по формуле:

Mivel a reakció során az entrópia csökken (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) (a folyamatnak alacsony hőmérsékleten kell végbemennie).

2. Az endoterm bomlási reakció spontán megy végbe. Becsülje meg az entalpia, entrópia és a Gibbs-szabadenergia változását.

1) Mivel a reakció endoterm, DH > 0.

2) A bomlási reakciókban az entrópia növekszik, ezért DS > 0.

3) A reakció spontán bekövetkezése azt jelzi, hogy a DG< 0.

3. Számítsa ki a Thiobacillus denitrificans baktériumokban előforduló kemoszintézis standard entalpiáját!

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

az anyagok képződésének standard entalpiájának értékei szerint:

Írjuk fel a Hess-törvény első következményének kifejezését, figyelembe véve azt a tényt, hogy a kén és a nitrogén képződésének standard entalpiája nulla:

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

- (6× KNO 3 + 2× CaCO 3).

Helyettesítsük be az anyagok képződésének standard entalpiáinak értékeit:

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

2593 kJ.

Mert< 0, то реакция экзотермическая.

4. Számítsa ki a reakció standard entalpiáját:

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

az anyagok standard égési entalpiájának értékei szerint:

C2H5OH = -1368 kJ/mol;

C 2 H 5 OC 2 H 5 = -2727 kJ/mol.

Írjuk fel a Hess-törvény második következményének kifejezését, figyelembe véve azt a tényt, hogy a víz (magasabb oxid) égéséntalpiája nulla:

2× C 2 H 5 OH - C 2 H 5 OC 2 H 5 .

Helyettesítsük be a reakcióban részt vevő anyagok standard égési entalpiájának értékeit:

2×(-1368) - (-2727).

A Hess-törvényből származó következtetések lehetővé teszik nemcsak a reakciók standard entalpiáinak kiszámítását, hanem az anyagok képződésének és égésének standard entalpiájának értékét is közvetett adatok segítségével.

5. Határozza meg a szén-monoxid (II) képződésének standard entalpiáját a következő adatok felhasználásával:

Az (1) egyenletből látható, hogy ennek a reakciónak a standard entalpiájának változása megfelel a CO 2 képződésének standard entalpiájának.

Írjuk fel a Hess-törvény első következményének kifejezését a (2) reakcióhoz:

CO = CO 2 -.

Cseréljük be az értékeket, és kapjuk:

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

Ezt a problémát más módon is meg lehet oldani.

Ha kivonjuk a másodikat az első egyenletből, a következőt kapjuk:

6. Számítsa ki a reakció standard entrópiáját:

CH 4 (gáz) + Cl 2 (gáz) = CH 3 Cl (gáz) + HCl (gáz),

az anyagok standard entrópiáinak értékei szerint:

A reakció standard entrópiáját a következő képlettel számítjuk ki:

= (CH 3Cl + HCl) - (CH 4 + Cl 2).

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

7. Számítsa ki a reakció standard Gibbs-energiáját:

C 2 H 5 OH (folyékony) + H 2 O 2 (folyékony) = CH 3 COH (gáz) + 2H 2 O (folyékony)

az alábbi adatok szerint:

Határozza meg, hogy standard körülmények között lehetséges-e ennek a reakciónak a spontán előfordulása.

A reakció standard Gibbs-energiáját a következő képlettel számítjuk ki:

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

A táblázat értékeit behelyettesítve a következőket kapjuk:

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

Mert< 0, то самопроизвольное протекание данной реакции возможно.

C 6 H 12 O 6 (szilárd) + 6O 2 (gáz) = 6CO 2 (gáz) + 6H 2 O (folyékony).

ismert adatok szerint:

A reakció standard entalpiájának és entrópiájának értékeit a Hess-törvény első következményével számítjuk ki:

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.

A reakció standard Gibbs-energiáját a következő összefüggésből kapjuk:

T× = -2803 kJ - 298,15 K × 0,262 kJ/K =

9. Számítsa ki a szérumalbumin hidratációs reakciójának standard Gibbs-energiáját 25 0 C-on, amelyre DH 0 = -6,08 kJ/mol, DS 0 = -5,85 J/(mol×K). Értékelje az entalpia- és entrópiatényezők hozzájárulását!

A reakció standard Gibbs-energiáját a következő képlettel számítjuk ki:

DG 0 = DH 0 – T×DS 0.

Az értékeket behelyettesítve a következőket kapjuk:

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

4,34 kJ/mol.

Ebben az esetben az entrópia faktor megakadályozza a reakció létrejöttét, az entalpia faktor pedig kedvez neki. Spontán reakció lehetséges, feltéve, hogy , azaz alacsony hőmérsékleten.

10. Határozza meg azt a hőmérsékletet, amelyen a tripszin denaturációs reakciója spontán lezajlik, ha = 283 kJ/mol, = 288 J/(mol×K).

Azt a hőmérsékletet, amelyen mindkét folyamat egyformán valószínű, a következő összefüggésből kaphatjuk meg:

Ebben az esetben az entalpiatényező megakadályozza a reakció létrejöttét, az entrópiafaktor pedig kedvez neki. Spontán reakció lehetséges, feltéve, hogy:

Így a folyamat spontán bekövetkezésének feltétele T > 983 K.

Kérdések az önkontrollhoz

1. Mi az a termodinamikai rendszer? Milyen típusú termodinamikai rendszereket ismer?

2. Sorolja fel az Ön által ismert termodinamikai paramétereket! Melyiket mérik? Melyek a mérhetetlenek?

3. Mi a termodinamikai folyamat? Mi a neve azoknak a folyamatoknak, amelyek akkor fordulnak elő, ha az egyik paraméter állandó?

4. Milyen folyamatokat nevezünk exotermnek? Melyek endotermek?

5. Milyen folyamatokat nevezünk reverzibilisnek? Melyek visszafordíthatatlanok?

6. Mit jelent a „rendszerállapot” kifejezés? Mik a rendszerállapotok?

7. Milyen rendszereket vizsgál a klasszikus termodinamika? Fogalmazd meg a termodinamika első és második posztulátumát!

8. Milyen változókat nevezünk állapotfüggvényeknek? Sorolja fel azokat az állapotfüggvényeket, amelyeket ismer.

9. Mi a belső energia? Lehetséges a belső energia mérése?

10. Mi az entalpia? Mekkora a mérete?

11. Mi az entrópia? Mekkora a mérete?

12. Mi az a Gibbs-mentes energia? Hogyan lehet kiszámolni? Mit lehet meghatározni ezzel a funkcióval?

13. Milyen reakciókat nevezünk exergonikusnak? Melyek endergonikusak?

14. Fogalmazza meg a termodinamika első főtételét! Mi az egyenértékűség a hő és a munka között?

15. Fogalmazd meg Hess törvényét és annak következményeit! Mekkora egy anyag képződésének (égésének) standard entalpiája?

16. Fogalmazza meg a termodinamika második főtételét! Milyen körülmények között megy végbe spontán egy folyamat egy elszigetelt rendszerben?

Feladatváltozatok önálló megoldásra

1.opció

4NH 3 (gáz) + 5O 2 (gáz) = 4NO (gáz) + 6H 2 O (gáz),

Határozza meg, milyen típusú (exo- vagy endoterm) ez a reakció!

C 2 H 6 (gáz) + H 2 (gáz) = 2CH 4 (gáz),

3. Számítsa ki a b-laktoglobulin hidratációs reakciójának standard Gibbs-energiáját 25 0 C-on, amelyre DH 0 = -6,75 kJ, DS 0 = -9,74 J/K! Értékelje az entalpia- és entrópiatényezők hozzájárulását!

2. lehetőség

1. Számítsa ki a reakció standard entalpiáját:

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

az anyagok képződésének standard entalpiáinak értékeit használva:

Határozza meg, milyen típusú (exo- vagy endoterm) ez a reakció!

2. Számítsa ki a reakció standard entalpiáját:

az anyagok szabványos égési entalpiájának értékeit használva:

3. Számítsa ki a kimotripszinogén termikus denaturációs reakciójának standard Gibbs-energiáját 50 0 C-on, amelyre DH 0 = 417 kJ, DS 0 = 1,32 J/K! Értékelje az entalpia és entrópia tényezők hozzájárulását!

3. lehetőség

1. Számítsa ki a benzol hidrogénezésének ciklohexánnal való reakciójának standard entalpiáját kétféleképpen, azaz az anyagok standard képződési és égési entalpiáinak felhasználásával:

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

3. Ha 12,7 g réz(II)-oxidot szénnel redukálnak (CO-vá), 8,24 kJ hő nyelődik el. Határozza meg a CuO képződésének standard entalpiáját, ha CO = -111 kJ/mol.

4. lehetőség

1. Számítsa ki a Baglatoa és Thiothpix autotróf baktériumokban előforduló kemoszintézis standard entalpiáját szakaszonként és összesen:

2H 2S (gáz) + O 2 (gáz) = 2H 2O (folyékony) + 2S (szilárd);

2S (szilárd) + 3O 2 (gáz) + 2H 2O (folyékony) = 2H 2SO 4 (folyékony),

2. Számítsa ki a reakció standard entalpiáját:

C 6 H 12 O 6 (szilárd) = 2C 2 H 5 OH (folyékony) + 2CO 2 (gáz),

az anyagok szabványos égési entalpiájának értékeit használva:

4HCl (gáz) + O 2 (gáz) = 2Cl 2 (gáz) + 2H 2 O (folyékony)

ismert adatok szerint:

5. lehetőség

1. Számítsa ki a reakció standard entalpiáját:

2CH 3 Cl (gáz) + 3O 2 (gáz) = 2CO 2 (gáz) + 2H 2 O (folyékony) + 2HCl (gáz),

az anyagok képződésének standard entalpiáinak értékeit használva:

Határozza meg, milyen típusú (exo- vagy endoterm) ez a reakció!

2. Számítsa ki a reakció standard entalpiáját:

C6H6 (folyékony) + 3H2 (gáz) = C6H12 (folyékony),

az anyagok szabványos égési entalpiájának értékeit használva:

3. Számítsa ki a tripszin denaturációs reakciójának standard Gibbs-energiáját 50 0 C-on, amelyre DH 0 = 283 kJ, DS 0 = 288 J/K! Mérje fel a folyamat előrehaladásának lehetőségét.

6. lehetőség

1. Számítsa ki a Thiobacillus Thioparus autotróf baktériumokban előforduló kemoszintézis standard entalpiáját!

5Na 2S 2O 3 × 5H 2O (szilárd) + 7O 2 (gáz) = 5Na 2 SO 4 (szilárd) + 3H 2 SO 4 (folyékony) + 2S (szilárd) + 22H 2 O (folyékony.) ,

Határozza meg, milyen típusú (exo- vagy endoterm) ez a reakció!

2. Számítsa ki a reakció standard entalpiáját:

C 6 H 5 NO 2 (folyékony) + 3H 2 (gáz) = C 6 H 5 NH 2 (folyékony) + 2H 2 O (folyékony),

az anyagok szabványos égési entalpiájának értékeit használva:

3. Értékelje az entalpia- és entrópiafaktorok szerepét a reakcióban!

H 2 O 2 (folyékony) + O 3 (gáz) = 2O 2 (gáz) + H 2 O (folyékony)

ismert adatok szerint:

Határozza meg azt a hőmérsékletet, amelyen a reakció spontán lezajlik.

7. lehetőség

1. Számítsa ki a CH 3 OH képződésének standard entalpiáját a következő adatok felhasználásával:

CH 3OH (folyékony) + 1,5O 2 (gáz) = CO 2 (gáz) + 2H 2O (folyékony) DH 0 = -726,5 kJ;

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

H 2 (gáz) + 0,5O 2 (gáz) = H 2 O (folyékony) DH 0 = -286 kJ.

2. Mérje fel a spontán reakció lehetőségét:

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

normál feltételek mellett, ha:

3. Számítsa ki a DH 0 értékét a glükóz átalakulás lehetséges reakcióihoz:

1) C 6 H 12 O 6 (cr.) = 2C 2 H 5 OH (folyékony) + 2CO 2 (gáz);

2) C 6 H 12 O 6 (piros) + 6O 2 (gáz) = 6CO 2 (gáz) + 6H 2 O (folyékony).

ismert adatok szerint:

Az alábbi reakciók közül melyik bocsátja ki a legtöbb energiát?

8. lehetőség

1. Számítsa ki a MgCO 3 képződésének standard entalpiáját a következő adatok felhasználásával:

MgO (szilárd) + CO 2 (gáz) = MgCO 3 (szilárd) +118 kJ;

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

ismert adatok szerint:

3. A következő oxidok közül: CaO, FeO, CuO, PbO, FeO, Cr 2 O 3 redukálható alumíniummal szabad fémmé 298 K hőmérsékleten:

9. lehetőség

1. Számítsa ki a Ca 3 (PO 4) 2 képződésének standard entalpiáját a következő adatok felhasználásával:

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

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

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

2. Mérje fel a spontán reakció lehetőségét:

Fe 2 O 3 (szilárd) + 3CO (gáz) = 2Fe (szilárd) + 3CO 2 (gáz)

normál feltételek mellett, ha:

3. Határozza meg, hogy a CuO, PbO 2, ZnO, CaO, Al 2 O 3 oxidok közül melyik redukálható hidrogénnel szabad fémmé 298 K hőmérsékleten, ha ismert!

10. lehetőség

1. Számítsa ki az etanol képződésének standard entalpiáját a következő adatok felhasználásával:

DH 0 égés C2H5OH = -1368 kJ/mol;

C (grafit) + O 2 (gáz) = CO 2 (gáz) +393,5 kJ;

H 2 (gáz) + O 2 (gáz) = H 2 O (folyékony) +286 kJ.

2. Számítsa ki a reakció standard entrópiáját:

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

ismert adatok szerint:

3. Számítsa ki, hogy mennyi energia szabadul fel annak a személynek a szervezetében, aki 2 darab, egyenként 5 g cukrot evett, feltételezve, hogy a szacharóz anyagcsere fő módja annak oxidációjára redukálódik:

C 12 H 22 O 11 (szilárd) + 12O 2 (gáz) = 12CO 2 (gáz) + 11 H 2 O (folyékony) = -5651 kJ.

11. számú lehetőség

1. Számítsa ki a C2H4 képződésének standard entalpiáját a következő adatok felhasználásával:

C 2 H 4 (gáz) + 3O 2 (gáz) = 2CO 2 (gáz) + 2H 2 O (folyékony) +1323 kJ;

C (grafit) + O 2 (gáz) = CO 2 (gáz) +393,5 kJ;

H 2 (gáz) + 0,5O 2 (gáz) = H 2 O (folyékony) +286 kJ.

2. Számítások elvégzése nélkül állítsa be a következő folyamatok DS 0 előjelét:

1) 2NH3 (gáz) = N2 (gáz) + 3H2 (gáz);

2) CO 2 (cr.) = CO 2 (gáz);

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

3. Határozza meg, milyen reakcióegyenlet szerint megy végbe a hidrogén-peroxid bomlása standard körülmények között:

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

2) H 2 O 2 (gáz) = H 2 O (folyékony) + 0,5 O 2 (gáz),

12. lehetőség

1. Számítsa ki a ZnSO 4 képződésének standard entalpiáját a következő adatok felhasználásával:

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

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

H 2 O (szilárd) = H 2 O (folyékony),

H 2 O (folyékony) = H 2 O (gáz),

H 2 O (szilárd) = H 2 O (gáz).

ismert adatok szerint:

3. Számítsa ki a 10 g benzol elégetésekor felszabaduló energia mennyiségét a következő adatok felhasználásával!

14. lehetőség

1. Számítsa ki a PCl 5 képződésének standard entalpiáját a következő adatokból:

P 4 (szilárd) + 6Cl 2 (gáz) = 4PCl 3 (gáz) DH 0 = -1224 kJ;

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

2. Számítsa ki a CS 2 szén-diszulfid képződési Gibbs-energiájának standard változását a következő adatok felhasználásával:

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

CO 2 = -394 kJ/mol; SO 2 = -300 kJ/mol.

3. Értékelje az entalpia- és entrópiafaktorok szerepét a reakcióban!

CaCO 3 (szilárd) = CaO (szilárd) + CO 2 (gáz)

ismert adatok szerint:

Határozza meg azt a hőmérsékletet, amelyen a reakció spontán lezajlik.

15. számú lehetőség

1. Számítsa ki a CuSO 4 × 5H 2 O kristályos hidrát képződési reakciójának termikus hatását a következő egyenlet szerint:

CuSO 4 (szilárd) + 5H 2 O (folyékony) = CuSO 4 × 5H 2 O (szilárd),

Entalpia- ez egy anyag energiatartalékát jellemző mennyiség.

Az entalpiát hőtartalomnak is nevezik. Minél nagyobb az energiatartalék, annál nagyobb az anyag entalpiája.

A reakció termikus hatása (állandó nyomáson) megegyezik az entalpia változásával (ΔH):

Exoterm reakció esetén Q > 0, ΔН< 0, поскольку относительно реагентов энергия теряется в окружающую среду. И наоборот, для эндотермической реакции Q < 0, ΔН >0 - az energiát a környezetből nyerik.

A Q o6p standard képződéshő analógiájára létezik a standard képződésentalpia fogalma is, amelyet ΔH arr-nak jelölünk. Értékeit referenciatáblázatokban adjuk meg.

Ugyanazon reakció termokémiai egyenlete többféleképpen írható fel:

Az emberi test egy egyedülálló „kémiai reaktor”, amelyben sokféle kémiai reakció játszódik le. Fő különbségük a kémcsőben, lombikban, ipari üzemben lezajló folyamatoktól, hogy a szervezetben minden reakció „enyhe” körülmények között (légköri nyomás, alacsony hőmérséklet) megy végbe, és kevés káros melléktermék képződik.

A szerves vegyületek oxigénnel történő oxidációja az emberi szervezet fő energiaforrása, fő végterméke a szén-dioxid CO 2 és a víz H 2 O.

Például:

Ez a felszabaduló energia nagy mennyiség, és ha a táplálék gyorsan és teljesen oxidálódik a szervezetben, akkor már néhány darab cukor elfogyasztása a szervezet túlmelegedését okozza. De azok a biokémiai folyamatok, amelyek teljes hőhatása Hess törvénye szerint nem függ a mechanizmustól, és állandó érték, lépésenként haladnak, mintha az időben meghosszabbodnának. Ezért a szervezet nem „ég ki”, hanem gazdaságosan költi el ezt az energiát a létfontosságú folyamatokra. De vajon ez mindig megtörténik?

Minden embernek legalább hozzávetőleges elképzeléssel kell rendelkeznie arról, hogy mennyi energia kerül a szervezetébe étellel, és mennyit fogyaszt a nap folyamán.

A racionális táplálkozás egyik alapelve a következő: a táplálékkal bevitt energia mennyisége nem haladhatja meg az energiafogyasztást (vagy nem lehet kevesebb) több mint 5%-kal, ellenkező esetben az anyagcsere felborul, és az ember elhízik vagy lefogy.

Az élelmiszer energiaegyenértéke a kalóriatartalma, 100 g termékre jutó kilokalóriában kifejezve (gyakran feltüntetik a csomagoláson, megtalálható speciális referenciakönyvekben és szakácskönyvekben is). A szervezet energiafogyasztása pedig az életkortól, nemtől és a munka intenzitásától függ.

A legkedvezőbb étrend a kalóriaszegény, de az élelmiszerben található összes összetevőt (fehérjéket, zsírokat, szénhidrátokat, ásványi anyagokat, vitaminokat, mikroelemeket) tartalmazza.

Az élelmiszerek energiaértéke és az üzemanyag fűtőértéke az oxidációjuk exoterm reakcióival függ össze. Az ilyen reakciók mozgatórugója a rendszer „törekvés” a legalacsonyabb belső energiájú állapot felé.

Az exoterm reakciók spontán módon kezdődnek, vagy csak egy kis „lökést” igényelnek – egy kezdeti energiaellátást.

Mi tehát a mozgatórugója az endoterm reakcióknak, amelyek során a környezetből származó hőenergia a reakciótermékekben raktározódik, belső energiájukká alakulva? Ez annak köszönhető, hogy bármely rendszer hajlamos a legvalószínűbb állapotra, amelyet a maximális rendezetlenség jellemez, ezt entrópiának nevezik. Például a levegőt alkotó molekulák nem esnek a Földre, holott az egyes molekulák minimális potenciális energiája a legalacsonyabb helyzetének felel meg, mivel a legvalószínűbb állapot iránti vágy a molekulák véletlenszerű eloszlását okozza a térben.

Képzelje el, hogy különböző dióféléket öntött egy pohárba. Szinte lehetetlen szétválasztást és rendet elérni ezek összerázásával, mivel ebben az esetben a rendszer a legvalószínűbb állapotba hajlik, amelyben a rendszer rendezetlensége fokozódik, így a dió mindig keveredni fog. Sőt, minél több részecske van bennünk, annál nagyobb a rendellenesség valószínűsége.

A kémiai rendszerekben a legnagyobb rend az ideális kristályban van abszolút nulla hőmérsékleten. Azt mondják, hogy az entrópia ebben az esetben nulla. A kristály hőmérsékletének növekedésével az atomok (molekulák, ionok) véletlenszerű rezgései felerősödni kezdenek. Az entrópia növekszik. Ez különösen élesen fordul elő az olvadás pillanatában a szilárd halmazállapotból folyadékká történő átmenet során, és még inkább a párolgás pillanatában a folyadékból a gázba való átmenet során.

A gázok entrópiája jelentősen meghaladja a folyadékok és különösen a szilárd anyagok entrópiáját. Ha egy kis benzint önt ki egy zárt térben, például egy garázsban, hamarosan az egész helyiségben érezni fogja a szagát. Párolgás (endoterm folyamat) és diffúzió történik, a benzingőz véletlenszerű eloszlása a teljes térfogatban. A benzingőznek nagyobb az entrópiája, mint a folyadéknak.

A víz forralásának folyamata energetikai szempontból szintén endoterm folyamat, de előnyös az entrópia növekedése szempontjából, amikor a folyadék gőzzé alakul. 100 °C-os hőmérsékleten az entrópiatényező „meghaladja” az energiatényezőt - a víz forrni kezd - a vízgőz nagyobb entrópiával rendelkezik, mint a folyékony víz.

A 12. táblázat adatainak elemzése során figyelje meg, milyen alacsony az entrópia értéke egy nagyon szabályos szerkezetű gyémánt esetében. Az összetettebb részecskék által alkotott anyagok magasabb entrópiaértékkel rendelkeznek. Például az etán entrópiája nagyobb, mint a metán entrópiája.

12. táblázat
A standard moláris entrópia néhány értéke

A spontán endoterm reakciók pontosan azok a reakciók, amelyekben az entrópia meglehetősen erős növekedése figyelhető meg, például a folyékony vagy szilárd anyagokból gáznemű termékek képződése vagy a részecskék számának növekedése miatt.

Például:

CaCO 3 → CaO + CO 2 - Q,

2NH3 → N2 + ZN2 - Q.

Fogalmazzuk meg a következtetéseket.

A kémiai reakció irányát két tényező határozza meg: a belső energia csökkentésének vágya az energia felszabadulásával és a maximális rendezetlenség, azaz az entrópia növelésének vágya.
Endoterm reakció lefolytatható, ha azt az entrópia növekedése kíséri.
Az entrópia növekszik a hőmérséklet emelkedésével és különösen erősen a fázisátalakulások során: szilárd - folyékony, szilárd - gáznemű.
Minél magasabb hőmérsékleten megy végbe a reakció, annál nagyobb jelentősége van az entrópiatényezőnek az energiatényezőhöz képest.

Különféle kémiai vegyületek entrópiájának meghatározására léteznek kísérleti és elméleti módszerek. Ezekkel a módszerekkel számszerűsíthető az entrópia változása egy adott reakció során, hasonlóan a reakció termikus hatásához. Ennek eredményeként lehetővé válik a kémiai reakció irányának előrejelzése (13. táblázat).

13. táblázat
Kémiai reakciók előfordulásának lehetősége az energia és az entrópia változásától függően

A reakció lehetőségére vonatkozó kérdés megválaszolásához egy speciális mennyiséget vezettünk be - a Gibbs-energiát (G), amely lehetővé teszi mind az entalpia, mind az entrópia változásának figyelembevételét:

ΔG = ΔН - TΔS,

ahol T az abszolút hőmérséklet.

Csak azok a folyamatok, amelyekben a Gibbs-energia csökken, azaz a ΔG érték< 0. Процессы, при которых ΔG >0 alapvetően lehetetlen. Ha ΔG = 0, azaz ΔН = TΔS, akkor a rendszerben létrejött a kémiai egyensúly (lásd 14. §).

Térjünk vissza a 2. esethez (lásd 13. táblázat).

Bolygónkon minden élet – a vírusoktól és baktériumoktól az emberekig – magasan szervezett anyagokból áll, amelyek rendezettebbek a környező világhoz képest. Például fehérje. Emlékezzen a szerkezetére: elsődleges, másodlagos, harmadlagos. Ön már jól ismeri az „öröklődés anyagát” (DNS), amelynek molekulái szigorúan meghatározott sorrendbe rendezett szerkezeti egységekből állnak. Ez azt jelenti, hogy a fehérje- vagy DNS-szintézist az entrópia hatalmas csökkenése kíséri.

Ezenkívül a növények és állatok növekedésének kezdeti építőanyaga magukban a növényekben képződik vízből H 2 O-ból és szén-dioxid CO 2 -ből a fotoszintézis folyamata során:

6H 2O + 6CO 2(G) → C6H12O6 + 6O 2(G).

Ebben a reakcióban az entrópia csökken, és reakció lép fel a fényenergia elnyelésével. Ez azt jelenti, hogy a folyamat endoterm! Így azok a reakciók, amelyeknek az életünket köszönhetjük, termodinamikailag tiltottaknak bizonyulnak. De jönnek! Ez pedig a spektrum látható tartományában lévő fénykvantumok energiáját használja fel, ami sokkal nagyobb, mint a hőenergia (infravörös kvantumok). A természetben az entrópia csökkenésével járó endoterm reakciók, amint látható, bizonyos körülmények között előfordulnak. A vegyészek még nem tudnak mesterségesen létrehozni ilyen feltételeket.

Kérdések és feladatok a 12. §-hoz

A kémiai termodinamika alapfogalmai

Kémiai folyamatok történhetnek az anyag kémiai összetételének megváltozásával (kémiai reakciók) vagy annak megváltoztatása nélkül (fázisátalakulások). A környező tértől (mentálisan) kölcsönhatásba lépő anyagok halmazát nevezzük rendszer. Például: hidrogénatom (egy atommag és egy elektron rendszere), különféle sók vizes oldata stb.

A rendszer és a környezet kölcsönhatásának természetétől függően a következők vannak: nyisd ki vagy nyitott (hő, energia és anyagcsere zajlik a környezettel), zárva vagy zárt (a környezettel hő- és energiacsere történik, de anyagcsere nincs) és izolált(a rendszer és a környezet közötti tömeg- és hőátadás hiánya) (1. ábra).

Rizs. 1. Példák zárt (a), nyitott (b) és elszigetelt rendszerekre (c).

A rendszer állapotát tulajdonságainak összessége határozza meg, és termodinamikai paraméterek jellemzik: hőmérséklet, nyomás és térfogat (T, p, V). A rendszer egy vagy több paraméterében bekövetkező bármely változást termodinamikai folyamatnak nevezzük. Így a hőmérséklet emelkedése a rendszer belső energiájának (U) változásához vezet.

MEGHATÁROZÁS

Belső energia– a rendszert alkotó molekulák, atomok, elektronok és atommagok teljes készlete, amely e részecskék mozgási energiájából és a köztük lévő kölcsönhatás energiájából áll.

Az U abszolút értéke nem számítható és nem mérhető Egy folyamat eredményeként a belső energia (ΔU) változása meghatározható. Bármely rendszer ΔU értéke az egyik állapotból a másikba való átmenet során nem függ az átmenet útjától, hanem a rendszer kezdeti és végső helyzete határozza meg. Ez azt jelenti, hogy a rendszer belső energiája az állapot függvénye.

ΔU = U 2 – U 1,

Ahol 1 és 2 a rendszer kezdeti és végső állapotának szimbólumai.

A termodinamika első főtétele: a rendszerbe juttatott Q hő a belső energia növelésére és a külső erőkkel szembeni munka elvégzésére (A) fordítódik:

Megjegyzendő, hogy A és Q nem állapotfüggvények, azaz. ne függjenek a folyamat útjától.

A termodinamikában gyakran olyan mennyiségeket vezetnek be, amelyek azonosak több termodinamikai paraméter összegével. Ez a csere nagyban leegyszerűsíti a számításokat. Így az U + pV-vel egyenlő állapotfüggvényt entalpiának (H) nevezzük:

Állandó nyomáson (izobár folyamat) és a tágulási munkán kívüli egyéb munka hiányában a hő megegyezik az entalpia változásával:

Q p = ΔU + pΔV = ΔH

Ha a folyamat állandó térfogaton (izokhorikus) és egyéb munka hiányában megy végbe, a felszabaduló vagy elnyelt hő megfelel a belső energia változásának:

A termokémia alapjai

A kémiai termodinamika azon ágát, amely a kémiai reakciók hőjét és azok különböző fizikai és kémiai paraméterektől való függését vizsgálja, termokémiának nevezzük. A termokémiában termokémiai reakcióegyenleteket használnak, amelyekben egy anyag aggregációs állapotát jelzik, és a reakció termikus hatását tekintik az egyik terméknek. Például:

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

Ami azt jelenti, hogy ha 1 mol víz képződik gáz halmazállapotú állapotban, akkor 242 kJ hő szabadul fel. Ebben az esetben az entalpia változása ΔH = − 242 kJ.

A Q és ΔH ellentétes jelei azt jelzik, hogy az első esetben ez a környezeti folyamatok jellemzője, a másodikban pedig a rendszerben. Exoterm folyamat esetén Q > 0, ΔH< 0, а при эндотермическом – наоборот.

A hőhatások nem csak mérhetők, hanem kiszámíthatók is a Hess-törvény segítségével: a p és V állandó mellett végbemenő kémiai reakció hőhatása nem függ a közbenső szakaszok számától, hanem csak a kezdeti és a végső állapot határozza meg. rendszer.

A Hess-törvény következményei

A Hess-törvénynek 5 következménye van:

1) Az egyszerű anyagokból 1 mól összetett anyag normál körülmények között történő képződésének termikus hatását ezen anyag képződési hőjének nevezzük - ΔH 0 f. Így például a C (s) és O 2 (g) ΔH 0 f (CO 2) értéke -393,51 kJ lesz.

2) Az egyszerű anyagok standard képződési hője nullával egyenlő.

3) A kémiai reakció standard hőhatása (ΔH 0) egyenlő a reakciótermékek képződéshőinek összege (figyelembe véve a sztöchiometrikus együtthatókat) és a kiindulási anyagok képződéshőinek összege közötti különbséggel. (beleértve a sztöchiometrikus együtthatókat):

ΔH 0 = Σ ΔH 0 f (termékek) − Σ ΔH 0 f (reagensek)

Például egy reakcióhoz:

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

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) A kémiai reakció hőhatása megegyezik a kiindulási anyagok égéshőinek összege és a reakciótermékek égéshőinek összege közötti különbséggel, figyelembe véve a sztöchiometrikus együtthatókat.

5) Minden algebrai művelet elvégezhető termokémiai egyenletekkel, például:

A= B + C + 400 kJ

B + D = A - 200 kJ

Ezeket az egyenleteket összeadva kapjuk

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

D = C + 200 kJ

ΔH 0 = − 200 kJ

Entrópia. A kémiai folyamatok iránya. Gibbs energia

MEGHATÁROZÁS

entrópia (S)– a rendszer olyan tulajdonsága, amelynek változása egy reverzibilis folyamat során számszerűen egyenlő a hő és a folyamat hőmérsékletének arányával:

Például, amikor a víz forrásban lévő körülmények között elpárolog (T = 373 K, p = 1 atm), az entrópia változása egyenlő ΔS = ΔH exp /373 = 44000/373 = 118 kJ/(mol × K).

Az anyagok standard entrópiája (S 0) alapján kiszámítható a különböző folyamatok entrópiájának változása:

Δ r S 0 = Σ n i S 0 − Σ n j S 0 ,

ahol i reakciótermékek, j kiindulási anyagok.

Az egyszerű anyagok entrópiája nem nulla.

Δ r S 0 és Δ r H 0 kiszámításával megállapíthatjuk, hogy a reakció reverzibilis. Tehát, ha Δ r S 0 és Δ r H 0 nagyobb, mint nulla, vagy Δ r S 0 és Δ r H 0 kisebb, mint nulla, akkor a reakció reverzibilis.

Van egy függvény, amely összeköti az entalpia és az entrópia változását, és megválaszolja a reakció spontaneitására vonatkozó kérdést - a Gibbs-energiát (G).

ΔG = ΔH − T × ΔS

Δ r G 0 = Δ r H 0 − T × Δ r S 0

A kémiai reakció irányát a Δ r G 0 érték alapján ítéljük meg. Ha Δ r G 0<0, то реакция идет в прямом направлении, а если Δ r G 0 >0 – fordítva. A 2 reakció közül a kisebb Δ r G 0 értékű reakció megy végbe a legnagyobb valószínűséggel.

1. táblázat A kémiai reakciók spontán bekövetkezésének feltételei

Példák problémamegoldásra

1. PÉLDA

Gyakorlat

Számítsa ki a Gibbs-energia változását (Δ G o 298) az eljáráshoz:

Na 2 O(k) + H 2O(l) → 2NaOH(ok)

Lehetséges-e spontán reakció normál körülmények és 298K mellett?

Szükséges referenciaadat: Δ G o f (NaOH,t) = –381,1 kJ/mol, Δ G o f (Na 2 O) = –378 kJ/mol, Δ G o f (H 2 O, l) = –237 kJ/mol.

Megoldás

Normál körülmények között és T=298K Δ G o 298 kiszámítható a teljes Gibbs-energia különbségeként (Δ G o f) reakciótermékek képződése és a kiindulási anyagok képződésének teljes Gibbs-energiája:

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 érték G o 298 negatív, így spontán reakció lehetséges.

Válasz

Δ G o 298 = –147,2 kJ, spontán reakció lehetséges.

Olvassa el még:

I. A reakciók osztályozása a szénváz változásai szerint
Behaviorista irány a pszichológiában. A behaviorizmus jelentősége a modern pszichológia fejlődésében.
A betegség a szervezetben kialakuló patogén és adaptív (sanogén) reakciók és folyamatok dinamikus komplexuma.
Az interakció fontos területe bizonyos állami hatáskörök átadása a helyi önkormányzati szerveknek.
Vegyérték. Kémiai elemek atomjainak vegyértéklehetőségei.
Emberi expozíció nem élő eredetű kémiai vegyületeknek.
1. kérdés: Nukleáris reakció. A maghasadási láncreakció bekövetkezésének feltétele