տուն բնական հողագործություն Քիմիական ռեակցիաների առաջացման հավանականությունը. Ինչու են տեղի ունենում քիմիական ռեակցիաներ: Հարցեր ինքնատիրապետման համար

բնական հողագործություն

Քիմիական ռեակցիաների առաջացման հավանականությունը. Ինչու են տեղի ունենում քիմիական ռեակցիաներ: Հարցեր ինքնատիրապետման համար

Թերմոդինամիկայի I օրենքը թույլ է տալիս հաշվարկել տարբեր պրոցեսների ջերմային ազդեցությունները, սակայն գործընթացի ուղղության մասին տեղեկատվություն չի տրամադրում։

Բնության մեջ տեղի ունեցող գործընթացների համար հայտնի են երկու շարժիչ ուժ.

1. Համակարգի ցանկությունը՝ գնալ մի վիճակի, որն ունի նվազագույն քանակությամբ էներգիա;

2. Համակարգի ցանկությունը՝ հասնելու ամենահավանական վիճակին, որը բնութագրվում է անկախ մասնիկների առավելագույն քանակով։

Առաջին գործոնը բնութագրվում է էթալպիայի փոփոխությամբ: Քննարկվող դեպքը պետք է ուղեկցվի ջերմության արտանետմամբ, հետևաբար, ԴՀ< 0.

Երկրորդ գործոնը որոշվում է ջերմաստիճանի և փոփոխության միջոցով էնտրոպիա.

Էնտրոպիա (S)- համակարգի վիճակի թերմոդինամիկական ֆունկցիա, որն արտացոլում է ջերմության փոխանցման գործընթացում համակարգի այս կամ այն վիճակի իրականացման հավանականությունը.

Ինչպես էներգիան, այնպես էլ էնտրոպիան փորձարարորեն որոշված մեծությունների շարքում չէ։ Իզոթերմային պայմաններում տեղի ունեցող շրջելի գործընթացում էնտրոպիայի փոփոխությունը կարող է հաշվարկվել բանաձևով.

Սա նշանակում է, որ գործընթացի անշրջելի ընթացքի հետ էնտրոպիան մեծանում է աշխատանքի մի մասի ջերմության մեջ տեղափոխելու պատճառով։

Այսպիսով, շրջելի գործընթացներում համակարգը կատարում է առավելագույն հնարավոր աշխատանքը։ Անշրջելի գործընթացում համակարգը միշտ ավելի քիչ աշխատանք է կատարում:

Կորցրած աշխատանքի անցումը ջերմության հատկանիշն է ջերմության՝ որպես էներգիայի փոխանցման մակրոսկոպիկորեն խանգարված ձևի: Այսպիսով, էնտրոպիայի մեկնաբանությունը որպես համակարգում անկարգության չափանիշ առաջանում է.

Քանի որ համակարգում անկարգությունը մեծանում է, էնտրոպիան մեծանում է և, ընդհակառակը, երբ համակարգը կարգավորված է, էնտրոպիան նվազում է։

Այսպիսով, ջրի գոլորշիացման գործընթացում էնտրոպիան մեծանում է, ջրի բյուրեղացման գործընթացում այն նվազում է։ Քայքայման ռեակցիաներում էնտրոպիան մեծանում է, բարդ ռեակցիաներում՝ նվազում։

Էնտրոպիայի ֆիզիկական նշանակությունը հաստատվել է վիճակագրական թերմոդինամիկայով։ Բոլցմանի հավասարման համաձայն.

Գործընթացի ինքնաբուխ հոսքի ուղղությունը կախված է վերջին արտահայտության ձախ և աջ կողմերի մեծությունների հարաբերակցությունից։

Եթե գործընթացը տեղի է ունենում իզոբար-իզոթերմային պայմաններում, ապա գործընթացի ընդհանուր շարժիչ ուժը կոչվում է. Գիբսի ազատ էներգիակամ isobaric-isothermal պոտենցիալ (DG):

(15)

DG-ի արժեքը թույլ է տալիս որոշել գործընթացի ինքնաբուխ հոսքի ուղղությունը.

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

Եթե DG > 0, ապա գործընթացն ընթանում է ինքնաբուխ հակառակ ուղղությամբ.

Եթե DG=0, ապա վիճակը գտնվում է հավասարակշռության մեջ:

Կենդանի օրգանիզմներում, որոնք բաց համակարգեր են, շատ կենսաբանական ռեակցիաների էներգիայի հիմնական աղբյուրը՝ սպիտակուցի կենսասինթեզից և իոնների տեղափոխումից մինչև մկանների կծկում և նյարդային բջիջների էլեկտրական ակտիվություն, ATP-ն է (ադենոզին-5¢-տրիֆոսֆատ):

Էներգիան ազատվում է ATP-ի հիդրոլիզի ժամանակ.

ATP + H 2 O ⇄ ADP + H 3 PO 4

որտեղ ADP-ն ադենոզին-5¢-դիֆոսֆատ է:

Այս ռեակցիայի DG 0-ը -30 կՋ է, ուստի պրոցեսն ինքնաբերաբար ընթանում է դեպի առաջ:

Էնթալպիայի և էնտրոպիայի գործակիցների հարաբերակցության վերլուծությունը իզոբար-իզոթերմային ներուժի հաշվարկման հավասարման մեջ թույլ է տալիս անել հետևյալ եզրակացությունները.

1. Ցածր ջերմաստիճաններում գերակշռում է էթալպիական գործոնը, և էկզոտերմիկ պրոցեսներն ընթանում են ինքնաբուխ.

2. Բարձր ջերմաստիճաններում գերակշռում է էնտրոպիայի գործոնը, և գործընթացներն ընթանում են ինքնաբուխ՝ ուղեկցվելով էնտրոպիայի աճով։

Վերոնշյալ նյութի հիման վրա կարելի է ձևակերպել Ջերմոդինամիկայի II օրենքը.

Մեկուսացված համակարգում իզոբար-իզոթերմային պայմաններում ինքնաբերաբար տեղի են ունենում այն գործընթացները, որոնք ուղեկցվում են էնտրոպիայի աճով։

Իրոք, մեկուսացված համակարգում ջերմության փոխանցումն անհնար է, հետևաբար, DH = 0 և DG » -T×DS: Սա ցույց է տալիս, որ եթե DS-ի արժեքը դրական է, ապա DG-ի արժեքը բացասական է, և, հետևաբար, գործընթացը ինքնաբերաբար ընթանում է առաջընթաց ուղղությամբ:

Ջերմոդինամիկայի II օրենքի մեկ այլ ձևակերպում.

Ավելի քիչ ջեռուցվող մարմիններից ավելի ջեռուցվող մարմիններից ջերմության չփոխհատուցվող փոխանցումն անհնար է:

Քիմիական գործընթացներում էնտրոպիայի և Գիբսի էներգիայի փոփոխությունները որոշվում են Հեսսի օրենքի համաձայն.

,	(16)
.	(17)

Արձագանքներ, որոնց համար ԳԴ< 0 называют էկզերգոնիկ.

Այն ռեակցիաները, որոնց համար DG > 0 կոչվում են էնդերգոնիկ.

Քիմիական ռեակցիայի DG-ի արժեքը կարող է որոշվել նաև փոխհարաբերությունից.

DG = DH - T×DS.

Աղյուսակում. 1-ը ցույց է տալիս DH և DS նշանների տարբեր համակցություններով ինքնաբուխ ռեակցիայի հնարավորությունը (կամ անհնարինությունը):

Խնդիրների լուծման ստանդարտներ

1. Որոշ ռեակցիաներ ընթանում են էնտրոպիայի նվազմամբ։ Որոշեք այն պայմանները, որոնց դեպքում հնարավոր է այս ռեակցիայի ինքնաբուխ առաջացումը:

Ռեակցիայի ինքնաբուխ առաջացման պայմանը Գիբսի ազատ էներգիայի նվազումն է, այսինքն. ԳԴ< 0. Изменение DG можно рассчитать по формуле:

Քանի որ էնտրոպիան ռեակցիայի ընթացքում նվազում է (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) ԴՀ< 0 (реакция экзотермическая);

2) (գործընթացը պետք է ընթանա ցածր ջերմաստիճանում):

2. Էնդոթերմային տարրալուծման ռեակցիան ընթանում է ինքնաբուխ։ Գնահատեք էնթալպիայի, էնտրոպիայի և Գիբսի ազատ էներգիայի փոփոխությունը:

1) Քանի որ ռեակցիան էնդոթերմիկ է, ապա DH > 0:

2) Քայքայման ռեակցիաներում էնտրոպիան մեծանում է, հետևաբար՝ DS > 0:

3) Ռեակցիայի ինքնաբուխ առաջացումը ցույց է տալիս, որ ԴԳ< 0.

3. Հաշվեք քիմոսինթեզի ստանդարտ էթալպիան, որը տեղի է ունենում Thiobacillus denitrificans բակտերիաներում.

6KNO 3 (պինդ) + 5S (պինդ) + 2CaCO 3 (պինդ) \u003d 3K 2 SO 4 (պինդ) + 2CaSO 4 (պինդ) + 2CO 2 (գազ) + 3N 2 (գազ)

ըստ նյութերի ձևավորման ստանդարտ էթալպիաների արժեքների.

Եկեք գրենք Հեսսի օրենքի առաջին հետևանքի արտահայտությունը՝ հաշվի առնելով այն փաստը, որ ծծմբի և ազոտի առաջացման ստանդարտ էթալպիաները հավասար են զրոյի.

\u003d (3 × K 2 SO 4 + 2 × CaSO 4 + 2 × CO 2) -

- (6× KNO 3 + 2× CaCO 3):

Եկեք փոխարինենք նյութերի ձևավորման ստանդարտ էթալպիաների արժեքները.

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

2593 կՋ.

Որովհետեւ< 0, то реакция экзотермическая.

4. Հաշվե՛ք ռեակցիայի ստանդարտ էթալպիան.

2C 2 H 5 OH (հեղուկ) \u003d C 2 H 5 OC 2 H 5 (հեղուկ) + H 2 O (հեղուկ)

ըստ նյութերի այրման ստանդարտ էթալպիաների արժեքների.

C 2 H 5 OH \u003d -1368 կՋ / մոլ;

C 2 H 5 OC 2 H 5 \u003d -2727 կՋ / մոլ:

Եկեք գրենք Հեսսի օրենքի երկրորդ հետևանքի արտահայտությունը՝ հաշվի առնելով այն փաստը, որ ջրի (ամենաբարձր օքսիդի) այրման ստանդարտ էթալպիան հավասար է զրոյի.

2× C 2 H 5 OH - C 2 H 5 OC 2 H 5:

Եկեք փոխարինենք ռեակցիայի մեջ ներգրավված նյութերի այրման ստանդարտ էթալպիաների արժեքները.

2×(-1368) - (-2727).

Հեսսի օրենքի հետևանքները հնարավորություն են տալիս անուղղակի տվյալներից հաշվարկել ոչ միայն ռեակցիաների ստանդարտ էթալպիաները, այլև նյութերի ձևավորման և այրման ստանդարտ էթալպիաները:

5. Որոշեք ածխածնի օքսիդի (II) առաջացման ստանդարտ էթալպիան՝ ըստ հետևյալ տվյալների.

Հավասարումը (1) ցույց է տալիս, որ այս ռեակցիայի ստանդարտ էթալպիական փոփոխությունը համապատասխանում է CO 2-ի ձևավորման ստանդարտ էթալպիային:

Եկեք գրենք Հեսսի օրենքի առաջին հետևանքի արտահայտությունը ռեակցիայի համար (2).

CO = CO 2 -.

Փոխարինեք արժեքները և ստացեք.

CO \u003d -293,5 - (-283) \u003d -110,5 կՋ / մոլ:

Այս խնդիրը կարելի է լուծել այլ կերպ.

Երկրորդ հավասարումը հանելով առաջին հավասարումից՝ ստանում ենք.

6. Հաշվե՛ք ռեակցիայի ստանդարտ էնտրոպիան.

CH 4 (գազ) + Cl 2 (գազ) \u003d CH 3 Cl (գազ) + HCl (գազ),

ըստ նյութերի ստանդարտ էնտրոպիայի արժեքների.

Մենք հաշվում ենք ռեակցիայի ստանդարտ էնտրոպիան բանաձևով.

\u003d (CH 3 Cl + HCl) - (CH 4 + Cl 2):

234 + 187 - (186 + 223) = 12 Ջ / (մոլ × Կ):

7. Հաշվե՛ք ռեակցիայի ստանդարտ Գիբսի էներգիան.

C 2 H 5 OH (հեղուկ) + H 2 O 2 (հեղուկ) \u003d CH 3 COH (գազ) + 2H 2 O (հեղուկ)

ըստ հետևյալ տվյալների.

Որոշեք, թե արդյոք այս ռեակցիայի ինքնաբուխ առաջացումը հնարավոր է ստանդարտ պայմաններում:

Մենք հաշվում ենք ռեակցիայի ստանդարտ Գիբսի էներգիան բանաձևով.

\u003d (CH 3 COH + 2 × H 2 O) - (C 2 H 5 OH + H 2 O 2):

Փոխարինելով աղյուսակային արժեքները՝ մենք ստանում ենք.

129 + 2 × (-237) - ((-175) + (-121) = -307 կՋ / մոլ.

Որովհետեւ< 0, то самопроизвольное протекание данной реакции возможно.

C 6 H 12 O 6 (պինդ) + 6O 2 (գազ) \u003d 6CO 2 (գազ) + 6H 2 O (հեղուկ):

հայտնի տվյալներ.

Մենք հաշվարկում ենք ռեակցիայի ստանդարտ էթալպիայի և էնտրոպիայի արժեքները՝ օգտագործելով Հեսսի օրենքի առաջին հետևանքը.

6 CO 2 + 6 H 2 O - C 6 H 12 O 6 - 6 O 2 \u003d

6×(-393.5) + 6×(-286) - (-1274.5) - 6×0 = -2803 կՋ;

6 CO 2 + 6 H 2 O - C 6 H 12 O 6 - 6 O 2 \u003d

6×214 + 6×70 - 212 - 6×205 = 262 Ջ/Կ = 0,262 կՋ/Կ։

Մենք գտնում ենք ռեակցիայի ստանդարտ Գիբսի էներգիան հարաբերությունից.

T× = -2803 կՋ - 298,15 Կ×0,262 կՋ/Կ =

9. Հաշվե՛ք շիճուկի ալբումինի հիդրացման ռեակցիայի ստանդարտ Գիբսի էներգիան 25 0 С ջերմաստիճանում, որի համար DH 0 = -6,08 կՋ/մոլ, DS 0 = -5,85 Ջ/(մոլ×Կ): Գնահատեք էնթալպիայի և էնտրոպիայի գործոնների ներդրումը:

Մենք հաշվում ենք ռեակցիայի ստանդարտ Գիբսի էներգիան բանաձևով.

DG 0 = DH 0 - T×DS 0:

Փոխարինելով արժեքները՝ մենք ստանում ենք.

DG 0 \u003d -6,08 կՋ / մոլ - 298 Կ × (-5,85 × 10 - 3) կՋ / (մոլ × Կ) \u003d

4,34 կՋ/մոլ.

Այս դեպքում էնտրոպիայի գործոնը խանգարում է ռեակցիայի ընթացքին, մինչդեռ էնթալպիան նպաստում է դրան։ Ինքնաբուխ ռեակցիան հնարավոր է, եթե , այսինքն, ցածր ջերմաստիճանում:

10. Որոշեք այն ջերմաստիճանը, որում ինքնաբուխ կշարունակվի տրիփսինի դենատուրացիայի ռեակցիան, եթե = 283 կՋ/մոլ, = 288 Ջ/(մոլ×Կ):

Ջերմաստիճանը, որի դեպքում երկու գործընթացները հավասարապես հավանական են, կարելի է գտնել հարաբերությունից.

Այս դեպքում էնթալպիական գործոնը խանգարում է ռեակցիայի ընթացքին, մինչդեռ էնտրոպիայի գործոնը նպաստում է դրան։ Ինքնաբուխ ռեակցիան հնարավոր է, եթե.

Այսպիսով, գործընթացի ինքնաբուխ առաջացման պայմանը T > 983 K.

Հարցեր ինքնատիրապետման համար

1. Ի՞նչ է թերմոդինամիկական համակարգը: Ջերմոդինամիկական համակարգերի ի՞նչ տեսակներ գիտեք:

2. Թվարկե՛ք ձեզ հայտնի թերմոդինամիկական պարամետրերը: Դրանցից որո՞նք են չափելի։ Ո՞րն է անչափելիին:

3. Ի՞նչ է թերմոդինամիկական պրոցեսը: Որո՞նք են այն գործընթացները, որոնք տեղի են ունենում, երբ պարամետրերից մեկը հաստատուն է կոչվում:

4. Ո՞ր գործընթացներն են կոչվում էկզոթերմիկ: Որոնք են էնդոթերմիկները:

5. Ո՞ր գործընթացներն են կոչվում շրջելի: Որո՞նք են անշրջելի:

6. Ի՞նչ է նշանակում «համակարգի վիճակ» տերմինը: Որո՞նք են համակարգի վիճակները:

7. Ի՞նչ համակարգեր են ուսումնասիրում դասական թերմոդինամիկան: Նշե՛ք թերմոդինամիկայի առաջին և երկրորդ պոստուլատները:

8. Ո՞ր փոփոխականներն են կոչվում վիճակի ֆունկցիաներ: Թվարկեք պետական գործառույթները, որոնք դուք գիտեք:

9. Ի՞նչ է ներքին էներգիան: Հնարավո՞ր է չափել ներքին էներգիան:

10. Ի՞նչ է էթալպիան: Ո՞րն է դրա չափը:

11. Ի՞նչ է էնտրոպիան: Ո՞րն է դրա չափը:

12. Ի՞նչ է Գիբսի ազատ էներգիան: Ինչպե՞ս կարելի է այն հաշվարկել: Ի՞նչ կարելի է որոշել այս ֆունկցիայի միջոցով:

13. Ո՞ր ռեակցիաներն են կոչվում էկզերգոնիկ: Որո՞նք են էնդերգոնիկ:

14. Ձևակերպե՛ք թերմոդինամիկայի առաջին օրենքը. Ո՞րն է ջերմության և աշխատանքի համարժեքությունը:

15. Ձևակերպե՛ք Հեսսի օրենքը և դրա հետևանքները: Ո՞րն է նյութի առաջացման (այրման) ստանդարտ էթալպիան:

16. Ձևակերպե՛ք թերմոդինամիկայի երկրորդ օրենքը. Ի՞նչ պայմանով է գործընթացն ինքնաբերաբար ընթանում մեկուսացված համակարգում:

Անկախ լուծման առաջադրանքների տարբերակներ

Տարբերակ թիվ 1

4NH 3 (գազ) + 5O 2 (գազ) \u003d 4NO (գազ) + 6H 2 O (գազ),

Որոշեք, թե որ տեսակին է պատկանում այս ռեակցիան (էկզոտերմիկ կամ էնդոթերմիկ):

C 2 H 6 (գազ) + H 2 (գազ) \u003d 2CH 4 (գազ),

3. Հաշվե՛ք բ-լակտոգլոբուլինի հիդրացման ռեակցիայի ստանդարտ Գիբսի էներգիան 25 0 С ջերմաստիճանում, որի համար DH 0 = -6,75 կՋ, DS 0 = -9,74 Ջ/Կ: Գնահատեք էնթալպիայի և էնտրոպիայի գործոնների ներդրումը:

Տարբերակ թիվ 2

1. Հաշվեք ռեակցիայի ստանդարտ էթալպիան.

2NO 2 (գազ) + O 3 (գազ) \u003d O 2 (գազ) + N 2 O 5 (գազ),

օգտագործելով նյութերի ձևավորման ստանդարտ էթալպիաների արժեքները.

Որոշեք, թե որ տեսակին է պատկանում այս ռեակցիան (էկզոտերմիկ կամ էնդոթերմիկ):

2. Հաշվեք ռեակցիայի ստանդարտ էթալպիան.

օգտագործելով նյութերի այրման ստանդարտ էթալպիաների արժեքները.

3. Հաշվե՛ք քիմոտրիպսինոգենի ջերմային դենատուրացիայի ռեակցիայի ստանդարտ Գիբսի էներգիան 50 0 С ջերմաստիճանում, որի համար DH 0 = 417 կՋ, DS 0 = 1,32 Ջ/Կ։ Գնահատեք էնթալպիայի և էնտրոպիայի գործոնների ներդրումը:

Տարբերակ թիվ 3

1. Հաշվարկել բենզոլի հիդրոգենացման ռեակցիայի ստանդարտ էթալպիան ցիկլոհեքսանին երկու եղանակով, այսինքն՝ օգտագործելով նյութերի առաջացման և այրման ստանդարտ էթալպիաների արժեքները.

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

3. 12,7 գ պղնձի (II) օքսիդի ածխով (CO-ի առաջացմամբ) վերացման ժամանակ ներծծվում է 8,24 կՋ ջերմություն։ Որոշեք CuO-ի առաջացման ստանդարտ էթալպիան, եթե CO = -111 կՋ/մոլ:

Տարբերակ թիվ 4

1. Հաշվեք քիմիոսինթեզի ստանդարտ էթալպիան, որը տեղի է ունենում ավտոտրոֆ բակտերիաներում՝ Baglatoa և Thiothpix, ըստ փուլերի և ընդհանուր առմամբ.

2H 2 S (գազ) + O 2 (գազ) \u003d 2H 2 O (հեղուկ) + 2S (պինդ);

2S (պինդ) + 3O 2 (գազ) + 2H 2 O (հեղուկ) \u003d 2H 2 SO 4 (հեղուկ),

2. Հաշվեք ռեակցիայի ստանդարտ էթալպիան.

C 6 H 12 O 6 (պինդ) \u003d 2C 2 H 5 OH (հեղուկ) + 2CO 2 (գազ),

օգտագործելով նյութերի այրման ստանդարտ էթալպիաների արժեքները.

4HCl (գազ) + O 2 (գազ) \u003d 2Cl 2 (գազ) + 2H 2 O (հեղուկ)

հայտնի տվյալներ.

Տարբերակ թիվ 5

1. Հաշվեք ռեակցիայի ստանդարտ էթալպիան.

2CH 3 Cl (գազ) + 3O 2 (գազ) \u003d 2CO 2 (գազ) + 2H 2 O (հեղուկ) + 2HCl (գազ),

օգտագործելով նյութերի ձևավորման ստանդարտ էթալպիաների արժեքները.

Որոշեք, թե որ տեսակին է պատկանում այս ռեակցիան (էկզոտերմիկ կամ էնդոթերմիկ):

2. Հաշվեք ռեակցիայի ստանդարտ էթալպիան.

C 6 H 6 (հեղուկ) + 3H 2 (գազ) \u003d C 6 H 12 (հեղուկ),

օգտագործելով նյութերի այրման ստանդարտ էթալպիաների արժեքները.

3. Հաշվե՛ք տրիփսինի դենատուրացիայի ռեակցիայի ստանդարտ Գիբսի էներգիան 50 0 С ջերմաստիճանում, որի համար DH 0 = 283 կՋ, DS 0 = 288 Ջ/Կ): Գնահատեք գործընթացի առաջընթացի հնարավորությունը:

Տարբերակ թիվ 6

1. Հաշվեք քիմոսինթեզի ստանդարտ էթալպիան ավտոտրոֆ բակտերիաներում Thiobacillus Thioparus.

5Na 2 S 2 O 3 × 5H 2 O (պինդ) + 7O 2 (գազ) \u003d 5Na 2 SO 4 (պինդ) + 3H 2 SO 4 (լավ) + 2S (պինդ) + 22H 2 O (լավ .),

Որոշեք, թե որ տեսակին է պատկանում այս ռեակցիան (էկզոտերմիկ կամ էնդոթերմիկ):

2. Հաշվեք ռեակցիայի ստանդարտ էթալպիան.

C 6 H 5 NO 2 (հեղուկ) + 3H 2 (գազ) \u003d C 6 H 5 NH 2 (հեղուկ) + 2H 2 O (հեղուկ),

օգտագործելով նյութերի այրման ստանդարտ էթալպիաների արժեքները.

3. Գնահատեք էնթալպիայի և էնտրոպիայի գործոնների դերը ռեակցիայի համար.

H 2 O 2 (հեղուկ) + O 3 (գազ) \u003d 2O 2 (գազ) + H 2 O (հեղուկ)

հայտնի տվյալներ.

Որոշեք այն ջերմաստիճանը, որում ռեակցիան ինքնաբերաբար կշարունակվի:

Տարբերակ թիվ 7

1. Հաշվե՛ք CH 3 OH-ի առաջացման ստանդարտ էթալպիան հետևյալ տվյալներից.

CH 3 OH (հեղուկ) + 1,5O 2 (գազ) = CO 2 (գազ) + 2H 2 O (հեղուկ) DH 0 = -726,5 կՋ;

C (գրաֆիտ) + O 2 (գազ) \u003d CO 2 (գազ) DH 0 \u003d -393,5 կՋ;

H 2 (գազ) + 0,5O 2 (գազ) \u003d H 2 O (հեղուկ) DH 0 \u003d -286 կՋ:

2. Գնահատեք ինքնաբուխ ռեակցիայի հնարավորությունը.

8Al (պինդ) + 3Fe 3 O 4 (պինդ) \u003d 9Fe (պինդ) + Al 2 O 3 (պինդ)

ստանդարտ պայմաններում, եթե՝

3. Հաշվե՛ք DH 0-ի արժեքը գլյուկոզայի փոխակերպման հնարավոր ռեակցիաների համար.

1) C 6 H 12 O 6 (կր.) \u003d 2C 2 H 5 OH (հեղուկ) + 2CO 2 (գազ);

2) C 6 H 12 O 6 (կր.) + 6O 2 (գազ) \u003d 6CO 2 (գազ) + 6H 2 O (հեղուկ):

հայտնի տվյալներ.

Այս ռեակցիաներից որն է ամենաշատ էներգիան արտազատում:

Տարբերակ թիվ 8

1. Հաշվեք MgCO 3-ի առաջացման ստանդարտ էթալպիան հետևյալ տվյալներից.

MgO (պինդ) + CO 2 (գազ) = MgCO 3 (պինդ) +118 կՋ;

C 2 H 6 (գազ) + H 2 (գազ) \u003d 2CH 4 (գազ)

հայտնի տվյալներ.

3. Հետևյալ օքսիդներից ո՞րը՝ CaO, FeO, CuO, PbO, FeO, Cr 2 O 3 կարող է ալյումինով վերածվել ազատ մետաղի՝ 298 K ջերմաստիճանում.

Տարբերակ թիվ 9

1. Հաշվե՛ք Ca 3 (PO 4) 2-ի առաջացման ստանդարտ էթալպիան հետևյալ տվյալներից.

3CaO (պինդ) + P 2 O 5 (պինդ) \u003d Ca 3 (PO 4) 2 (պինդ) DH 0 \u003d -739 կՋ;

P 4 (պինդ) + 5O 2 (գազ) \u003d 2P 2 O 5 (պինդ) DH 0 \u003d -2984 կՋ;

Ca (պինդ) + 0,5O 2 (գազ) \u003d CaO (պինդ) DH 0 \u003d -636 կՋ:

2. Գնահատեք ինքնաբուխ ռեակցիայի հնարավորությունը.

Fe 2 O 3 (պինդ) + 3CO (գազ) \u003d 2Fe (պինդ) + 3CO 2 (գազ)

ստանդարտ պայմաններում, եթե՝

3. Որոշեք, թե թվարկված օքսիդներից որ մեկը՝ CuO, PbO 2, ZnO, CaO, Al 2 O 3 կարող է ջրածնով վերածվել ազատ մետաղի՝ 298 Կ ջերմաստիճանում, եթե հայտնի է.

Տարբերակ թիվ 10

1. Հաշվեք էթանոլի առաջացման ստանդարտ էթալպիան հետևյալ տվյալներից.

Այրվել է DH 0 C 2 H 5 OH \u003d -1368 կՋ / մոլ;

C (գրաֆիտ) + O 2 (գազ) \u003d CO 2 (գազ) + 393,5 կՋ;

H 2 (գազ) + O 2 (գազ) \u003d H 2 O (հեղուկ) +286 կՋ:

2. Հաշվե՛ք ռեակցիայի ստանդարտ էնտրոպիան.

C 2 H 2 (գազ) + 2H 2 (գազ) \u003d C 2 H 6 (գազ),

հայտնի տվյալներ.

3. Հաշվե՛ք էներգիայի քանակությունը, որը կթողարկվի մարդու օրգանիզմում, ով կերել է 2 հատ շաքարավազ՝ 5-ական գ, ենթադրելով, որ սախարոզայի նյութափոխանակության հիմնական միջոցը դրա օքսիդացումն է.

C 12 H 22 O 11 (պինդ) + 12O 2 (գազ) = 12CO 2 (գազ) + 11H 2 O (հեղուկ) = -5651 կՋ:

Տարբերակ թիվ 11

1. Հաշվե՛ք C 2 H 4 առաջացման ստանդարտ էթալպիան հետևյալ տվյալներից.

C 2 H 4 (գազ) + 3O 2 (գազ) \u003d 2CO 2 (գազ) + 2H 2 O (հեղուկ) + 1323 կՋ;

C (գրաֆիտ) + O 2 (գազ) \u003d CO 2 (գազ) + 393,5 կՋ;

H 2 (գազ) + 0,5O 2 (գազ) = H 2 O (հեղուկ) +286 կՋ:

2. Առանց հաշվարկներ կատարելու, սահմանեք հետևյալ պրոցեսների DS 0 նշանը.

1) 2NH 3 (գազ) \u003d N 2 (գազ) + 3H 2 (գազ);

2) CO 2 (կր.) \u003d CO 2 (գազ);

3) 2NO (գազ) + O 2 (գազ) = 2NO 2 (գազ):

3. Որոշեք, թե ըստ ռեակցիայի որ հավասարման կշարունակվի ջրածնի պերօքսիդի տարրալուծումը ստանդարտ պայմաններում.

1) H 2 O 2 (գազ) \u003d H 2 (գազ) + O 2 (գազ);

2) H 2 O 2 (գազ) \u003d H 2 O (հեղուկ) + 0.5O 2 (գազ),

Տարբերակ թիվ 12

1. Հաշվե՛ք ZnSO 4-ի առաջացման ստանդարտ էթալպիան հետևյալ տվյալներից.

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

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3 DH 0 \u003d -196 կՋ;

H 2 O (պինդ) \u003d H 2 O (հեղուկ),

H 2 O (հեղուկ) \u003d H 2 O (գազ),

H 2 O (պինդ) \u003d H 2 O (գազ):

հայտնի տվյալներ.

3. Հաշվե՛ք էներգիայի քանակությունը, որը կթողարկվի 10 գ բենզոլի այրման ժամանակ՝ ըստ հետեւյալ տվյալների.

Տարբերակ թիվ 14

1. Հաշվե՛ք PCl 5-ի առաջացման ստանդարտ էթալպիան հետևյալ տվյալներից.

P 4 (պինդ) + 6Cl 2 (գազ) = 4PCl 3 (գազ) DH 0 = -1224 կՋ;

PCl 3 (գազ) + Cl 2 (գազ) \u003d PCl 5 (գազ) DH 0 \u003d -93 կՋ:

2. Հաշվեք ածխածնի դիսուլֆիդի CS 2 առաջացման Գիբսի էներգիայի ստանդարտ փոփոխությունը հետևյալ տվյալներից.

CS 2 (հեղուկ) + 3O 2 (գազ) \u003d CO 2 (գազ) + 2SO 2 (գազ) DG 0 \u003d -930 կՋ;

CO 2 \u003d -394 կՋ / մոլ; SO 2 \u003d -300 կՋ / մոլ:

3. Գնահատեք էնթալպիայի և էնտրոպիայի գործոնների դերը ռեակցիայի համար.

CaCO 3 (պինդ) \u003d CaO (պինդ) + CO 2 (գազ)

հայտնի տվյալներ.

Որոշեք այն ջերմաստիճանը, որում ռեակցիան ինքնաբերաբար կշարունակվի:

Տարբերակ թիվ 15

1. Հաշվե՛ք բյուրեղահիդրատի առաջացման ռեակցիայի ջերմային ազդեցությունը CuSO 4 × 5H 2 O՝ ընթացող հավասարման համաձայն.

CuSO 4 (պինդ) + 5H 2 O (հեղուկ) \u003d CuSO 4 × 5H 2 O (պինդ),

Ներածություն.Թերմոդինամիկական հաշվարկները թույլ են տալիս եզրակացնել, որ այս գործընթացը հնարավոր է, ընտրել քիմիական ռեակցիա վարելու պայմանները, որոշել արտադրանքի հավասարակշռության բաղադրությունը, հաշվարկել սկզբնական նյութերի փոխակերպման տեսականորեն հասանելի աստիճանները և արտադրանքի ելքը: , ինչպես նաև էներգետիկ էֆեկտներ (ռեակցիայի ջերմություն, ագրեգացման վիճակի փոփոխության ջերմություն), որն անհրաժեշտ է էներգետիկ հաշվեկշիռների կազմման և էներգիայի ծախսերի որոշման համար։

Թերմոդինամիկայի ամենակարևոր հասկացություններն են «գործընթացի ջերմությունը» և «աշխատանքը»: Ջերմոդինամիկական համակարգի վիճակը բնութագրող մեծությունները կոչվում են թերմոդինամիկական պարամետրեր։ Դրանք ներառում են՝ ջերմաստիճան, ճնշում, հատուկ ծավալ, խտություն, մոլային ծավալ, հատուկ ներքին էներգիա։ Դիտարկվող թերմոդինամիկական համակարգի զանգվածին (կամ նյութի քանակին) համամասնական մեծություններ են կոչվում ընդարձակ;դրանք են ծավալը, ներքին էներգիան, էնթալպիան, էնտրոպիան։ Ինտենսիվմեծությունները կախված չեն թերմոդինամիկական համակարգի զանգվածից, և միայն դրանք ծառայում են որպես թերմոդինամիկական պարամետրեր՝ որպես վիճակներ։ Սրանք են ջերմաստիճանը, ճնշումը և ընդարձակքանակներ՝ կապված նյութի զանգվածի, ծավալի կամ քանակի միավորի հետ։ Քիմիական-տեխնոլոգիական գործընթացներն արագացնելու նպատակով ինտենսիվ պարամետրերի փոփոխություն կոչվում է ինտենսիվացում։

Էկզոտերմիկ ռեակցիաներում սկզբնական նյութերի ներքին էներգիայի պաշարը (U 1) ավելի մեծ է, քան ստացված արտադրանքներինը (U 2): ∆U = U 1 - U 2 տարբերությունը փոխակերպվում է ջերմության ձևի։ Ընդհակառակը, էնդոթերմային ռեակցիաներում որոշակի քանակությամբ ջերմության կլանման պատճառով ավելանում է նյութերի ներքին էներգիան (U 2 > U 1)։ ∆U-ն արտահայտվում է J/մոլ-ով կամ տեխնիկական հաշվարկներում դրանք նշվում են 1 կգ կամ 1 մ 3 (գազերի համար): Ռեակցիաների կամ ագրեգացման վիճակների կամ խառնման, տարրալուծման ջերմային ազդեցությունների ուսումնասիրությամբ զբաղվում է ֆիզիկական քիմիայի կամ քիմիական թերմոդինամիկայի բաժինը՝ ջերմաքիմիա: Ջերմաքիմիական հավասարումների մեջ նշվում է ռեակցիայի ջերմային ազդեցությունը։ Օրինակ՝ C (գրաֆիտ) + O 2 \u003d CO 2 + 393,77 կՋ / մոլ: Քայքայման ջերմություններն ունեն հակառակ նշան. Դրանք սահմանելու համար օգտագործվում են աղյուսակներ: Ըստ Դ.Պ. Կոնովալովի, այրման ջերմությունը որոշվում է հարաբերակցությունից՝ Q այրում = 204,2n + 44,4 մ + ∑x (կՋ / մոլ), որտեղ n-ը թթվածնի մոլերի թիվն է, որն անհրաժեշտ է 1 մոլի ամբողջական այրման համար։ տրված նյութ, m-ը 1 մոլ նյութի այրման ժամանակ առաջացած ջրի մոլերի թիվն է, ∑x-ը հաստատուն ուղղում է տվյալ հոմոլոգ շարքի համար։ Որքան անսահմանափակ է, այնքան ավելի շատ ∑x:

Ացետիլենային ածխաջրածինների համար ∑x=213 կՋ/մոլ. Էթիլենային ածխաջրածինների համար ∑x=87,9 կՋ/մոլ. Հագեցած ածխաջրածինների համար ∑x=0. Եթե միացության մոլեկուլն ունի տարբեր ֆունկցիոնալ խմբեր և կապերի տեսակներ, ապա ջերմային բնութագիրը հայտնաբերվում է գումարման միջոցով։

Ռեակցիայի ջերմային ազդեցությունը հավասար է ռեակցիայի արտադրանքի առաջացման ջերմությունների գումարին` հանած սկզբնական նյութերի առաջացման ջերմությունների գումարը` հաշվի առնելով ռեակցիային մասնակցող բոլոր նյութերի մոլերի քանակը: Օրինակ, ընդհանուր ռեակցիայի համար՝ n 1 A + n 2 B \u003d n 3 C + n 4 D + Q x ջերմային էֆեկտ՝ Q x \u003d (n 3 Q C arr + n 4 Q D arr) - (n 1 Q A arr + n 2 Q B arr)

Ռեակցիայի ջերմային ազդեցությունը հավասար է ելակետային նյութերի այրման ջերմությունների գումարին` հանած ռեակցիայի արտադրանքի այրման ջերմությունների գումարը` հաշվի առնելով բոլոր ռեակտիվների մոլերի քանակը: Նույն ընդհանուր արձագանքի համար.

Q x \u003d (n 1 Q A այրվածք + n 2 Q B այրվածք) - (n 3 Q C այրում + n 4 Q D այրվածք)

ՀավանականությունՀավասարակշռության ռեակցիաների ընթացքը որոշվում է թերմոդինամիկական հավասարակշռության հաստատունով, որը որոշվում է.

К р = e - ∆ G º/(RT) = e - ∆ H º/ RT ∙ e ∆ S º/ R Այս արտահայտության վերլուծությունը ցույց է տալիս, որ էնդոթերմիկ ռեակցիաների համար (Q< 0, ∆Hº > 0) էնտրոպիայի նվազմամբ (∆Sº< 0) самопроизвольное протекание реакции невозможно так как – ∆G > 0. Հետագայում ավելի մանրամասն կքննարկվի քիմիական ռեակցիաների թերմոդինամիկական մոտեցումը:

Դասախոսություն 4

Թերմոդինամիկայի հիմնական օրենքները. Թերմոդինամիկայի առաջին օրենքը. Ջերմային հզորություն և էնթալպիա: Ռեակցիայի էնթալպիա. Միացությունների առաջացման էնթալպիա. Այրման էնթալպիա. Հեսսի օրենքը և ռեակցիայի էթալպիան.

Թերմոդինամիկայի առաջին օրենքը.համակարգի ներքին էներգիայի (∆E) փոփոխությունը հավասար է արտաքին ուժերի աշխատանքին (A′) գումարած փոխանցվող ջերմության քանակությունը (Q)՝ 1)∆E=A′+Q; կամ (2-րդ տեսակ) 2)Q=∆E+A – համակարգին փոխանցվող ջերմության քանակությունը (Q) ծախսվում է դրա ներքին էներգիան (∆E) և համակարգի կողմից կատարվող աշխատանքը (A) փոխելու վրա։ Սա էներգիայի պահպանման օրենքի տեսակներից մեկն է։ Եթե համակարգի վիճակի փոփոխությունը շատ փոքր է, ապա՝ dQ=dE+δA - փոքր (δ) փոփոխությունների նման գրառում։ Գազի համար (իդեալական) δԱ=pdV. Իզոխորիկ պրոցեսում δA=0, ապա δQ V =dE, քանի որ dE=C V dT, ապա δQ V =C V dT, որտեղ C V ջերմային հզորությունն է հաստատուն ծավալով։ Փոքր ջերմաստիճանի միջակայքում ջերմային հզորությունը հաստատուն է, հետևաբար Q V =C V ∆T: Այս հավասարումից հնարավոր է որոշել համակարգի ջերմային հզորությունը և պրոցեսների ջերմությունը։ C V - ըստ Joule-Lenz օրենքի: Իզոբարային գործընթացում, որն ընթանում է առանց օգտակար աշխատանքի, հաշվի առնելով, որ p-ն հաստատուն է և կարող է դուրս հանվել փակագծից դիֆերենցիալ նշանի ներքո, այսինքն՝ δQ P =dE+pdV=d(E+pV)=dH, այստեղ H-ն էթալպիան է: համակարգը. Էնթալպիան համակարգի ներքին էներգիայի (E) գումարն է և ճնշման և ծավալի արտադրյալը։ Ջերմության քանակը կարող է արտահայտվել իզոբար ջերմունակությամբ (С Р)՝ δQ P =С Р dT, Q V =∆E(V = const) և Q P =∆H(p = const) - ընդհանրացումից հետո։ Սրանից հետևում է, որ համակարգի կողմից ստացվող ջերմության քանակությունը եզակիորեն որոշվում է որոշակի վիճակի ֆունկցիայի փոփոխությամբ (էնթալպիա) և կախված է միայն համակարգի սկզբնական և վերջնական վիճակներից և կախված չէ այն ճանապարհի ձևից, որով ընթանում է գործընթացը։ զարգացած. Այս դրույթն ընկած է քիմիական ռեակցիաների ջերմային ազդեցության խնդրի քննարկման հիմքում։

Ռեակցիայի ջերմային ազդեցությունըկապված է քիմիական փոփոխականի փոփոխության հետ ջերմության քանակը, ստացվել է այն համակարգով, որում տեղի է ունեցել քիմիական ռեակցիան, և ռեակցիայի արգասիքները վերցրել են սկզբնական ռեակտիվների ջերմաստիճանը (որպես կանոն՝ Q V և Q P)։

Արձագանքները հետ բացասական ջերմային ազդեցություն, այսինքն՝ շրջակա միջավայր ջերմության արտանետմամբ կոչվում է էկզոտերմիկ։ Արձագանքները հետ դրականջերմային էֆեկտը, այսինքն՝ շրջակա միջավայրից ջերմության կլանմանը զուգահեռ, կոչվում են էնդոթերմիկ.

Ստոյխիոմետրիկ ռեակցիայի հավասարումը կլինի՝ (1) ∆H=∑b J H J - ∑a i H i կամ ∆H=∑y i H i; j-ն արտադրանքի խորհրդանիշներն են, ես ռեակտիվների խորհրդանիշներն են:

Այս պաշտոնըկոչվում է Հեսսի օրենքըԵ i , H i մեծությունները համակարգի վիճակի ֆունկցիաներ են և, հետևաբար, ∆H և ∆Е, հետևաբար Q V և Q р ջերմային ազդեցությունները (Q V =∆Е, Q р =∆H) կախված են միայն նրանից նյութերը արձագանքում են տվյալ պայմաններում և ինչ ապրանքներ են ստացվում, բայց կախված չեն այն ճանապարհից, որով տեղի է ունեցել քիմիական գործընթացը (ռեակցիայի մեխանիզմ):

Այլ կերպ ասած, քիմիական ռեակցիայի էթալպիան հավասար է ռեակցիայի բաղադրիչների առաջացման էթալպիաների գումարին, որը բազմապատկվում է համապատասխան բաղադրիչների ստոյխիոմետրիկ գործակիցներով՝ վերցված արտադրանքի համար գումարած նշանով և սկզբնական նյութերի համար՝ մինուս նշանով։ Որպես օրինակ եկեք գտնենք∆H ռեակցիայի համար PCl 5 +4H 2 O=H 3 PO 4 +5HCl (2)

Ռեակցիոն բաղադրիչի ձևավորման էնթալպիաների աղյուսակային արժեքներն են, համապատասխանաբար, PCl 5 - 463 կՋ / մոլ, ջրի համար (հեղուկ) - 286,2 կՋ / մոլ, H 3 PO 4 - 1288 կՋ / մոլ, HCl (գազ) - 92,4 կՋ / մոլ. Այս արժեքները փոխարինելով Q V =∆E բանաձևով, մենք ստանում ենք.

∆H=-1288+5(-92.4)–(-463)–4(-286.2)=-142կՋ/մոլ

Օրգանական միացությունների, ինչպես նաև CO-ի համար հեշտ է իրականացնել այրման գործընթացը CO 2 և H 2 O: Cm H n O p բաղադրությամբ օրգանական միացության այրման ստոյխիոմետրիկ հավասարումը կարելի է գրել այսպես. :

(3) C m H n O p + (p-m-n / 4) O 2 \u003d mCO 2 + n / 2 H 2 O

Հետևաբար, այրման էթալպիան ըստ (1)-ի կարող է արտահայտվել դրա ձևավորման էթալպիաներով և CO 2 և H 2 O ձևավորմամբ.

∆H sg =m∆H CO 2 +n/2 ∆H H 2 O -∆H CmHnOp

Կալորիմետրի օգնությամբ որոշելով ուսումնասիրված միացության այրման ջերմությունը և իմանալով ∆H CO 2 և ∆H H 2 O , կարելի է գտնել նրա առաջացման էնթալպիան։

Հեսսի օրենքըթույլ է տալիս հաշվարկել ցանկացած ռեակցիաների էնթալպիաները, եթե ռեակցիայի յուրաքանչյուր բաղադրիչի համար հայտնի է նրա ջերմադինամիկական բնութագրերից մեկը՝ պարզ նյութերից միացության առաջացման էնթալպիան։ Պարզ նյութերից միացության առաջացման էնթալպիան հասկացվում է որպես ռեակցիայի ΔH, որը հանգեցնում է միացության մեկ մոլի առաջացմանը տարրերից, որոնք վերցված են իրենց բնորոշ ագրեգացման և ալոտրոպ մոդիֆիկացիաների վիճակներում:

Դասախոսություն 5

Թերմոդինամիկայի երկրորդ օրենքը. Էնտրոպիա. Գիբսի ֆունկցիան. Քիմիական ռեակցիաների ընթացքում Գիբսի ֆունկցիայի փոփոխությունները: Հավասարակշռության հաստատուն և Գիբսի ֆունկցիա: Ռեակցիայի հավանականության թերմոդինամիկական գնահատում.

Թերմոդինամիկայի երկրորդ օրենքըկոչ է արել այն հայտարարությունը, որ անհնար է կառուցել երկրորդ տեսակի հավերժ շարժման մեքենա: Օրենքը ստացվել է էմպիրիկ եղանակով և ունի միմյանց համարժեք երկու ձևակերպումներ.

ա) անհնար է մի պրոցես, որի միակ արդյունքը որոշակի մարմնից ստացված ողջ ջերմության փոխակերպումն է դրան համարժեք աշխատանքի.

բ) անհնար է պրոցես, որի միակ արդյունքը էներգիայի փոխանցումն է ջերմության տեսքով ավելի քիչ տաքացած մարմնից դեպի ավելի տաք մարմին։

δQ/T ֆունկցիան որոշ S ֆունկցիայի ընդհանուր դիֆերենցիալն է. dS=(δQ/T) arr (1) – S ֆունկցիան կոչվում է մարմնի էնտրոպիա:

Այստեղ Q-ն և S-ը համաչափ են միմյանց, այսինքն՝ (Q) (S)-ի աճով - մեծանում է, և հակառակը: Հավասարումը (1) համապատասխանում է հավասարակշռության (շրջելի) գործընթացին: Եթե գործընթացը ոչ հավասարակշռված է, ապա էնտրոպիան մեծանում է, ապա (1) փոխակերպվում է.

dS≥ (δQ/T)(2) Այսպիսով, երբ տեղի են ունենում ոչ հավասարակշռված գործընթացներ, համակարգի էնտրոպիան մեծանում է: Եթե (2)-ը փոխարինվում է թերմոդինամիկայի առաջին օրենքի մեջ, ապա ստանում ենք՝ dE≤TdS-δA: Ընդունված է գրել այն ձևով՝ dE≤TdS-δA'-pdV, հետևաբար՝ δA'≤-dE+TdS-pdV, այստեղ pdV-ը հավասարակշռության ընդլայնման աշխատանքն է, δA'-ը օգտակար աշխատանքն է։ Այս անհավասարության երկու մասերի ինտեգրումը իզոխորիկ-իզոթերմային գործընթացի համար հանգեցնում է անհավասարության. A' V≤-∆E+T∆S(3). Իսկ իզոբար-իզոթերմ գործընթացի ինտեգրումը (Т=const, p=const) հանգեցնում է անհավասարության.

A’ P ≤ - ∆E+T∆S – p∆V=-∆H + T∆S (4)

Ճիշտ մասերը (3 և 4) կարելի է գրել որպես որոշ գործառույթների փոփոխություններ, համապատասխանաբար.

F=E-TS(5) և G=E-TS+pV; կամ G=H-TS (6)

F-ը Հելմհոլցի էներգիան է, իսկ G-ն՝ Գիբսի էներգիան, ապա (3 և 4) կարելի է գրել որպես A’ V ≤-∆F (7) և A’ P ≤-∆G (8): Հավասարության օրենքը համապատասխանում է հավասարակշռության գործընթացին: Այս դեպքում կատարվում է ամենաօգտակար աշխատանքը, այն է՝ (A’ V) MAX = -∆F, և (A’ P) MAX = -∆G։ F-ը և G-ն համապատասխանաբար կոչվում են իզոխորիկ-իզոթերմալ և իզոբար-իզոթերմալ պոտենցիալներ:

Քիմիական ռեակցիաների հավասարակշռությունըբնութագրվում է գործընթացով (թերմոդինամիկ), որի դեպքում համակարգը անցնում է հավասարակշռության վիճակների շարունակական շարքով: Այս վիճակներից յուրաքանչյուրը բնութագրվում է թերմոդինամիկական պարամետրերի անփոփոխությամբ (ժամանակի մեջ) և համակարգում նյութի և ջերմային հոսքերի բացակայությամբ։ Հավասարակշռության վիճակը բնութագրվում է հավասարակշռության դինամիկ բնույթով, այսինքն՝ ուղիղ և հակադարձ գործընթացների հավասարությամբ, Գիբսի էներգիայի և Հելմհոլցի էներգիայի նվազագույն արժեքով (այսինքն՝ dG=0 և d 2 G>0; dF =0 և d 2 F>0): Դինամիկ հավասարակշռության դեպքում առաջնային և հակադարձ ռեակցիաների արագությունները նույնն են:Պետք է պահպանել նաև հավասարումը.

μ J dn J =0, որտեղ µ J =(ðG/ðn J) T , P , h =G J J բաղադրիչի քիմիական ներուժն է; n J-ը J բաղադրիչի քանակն է (մոլ): µJ-ի մեծ արժեքը ցույց է տալիս մասնիկների բարձր ռեակտիվությունը:

∆Gº=-RTLnK էջ(9)

Հավասարումը (9) կոչվում է Վան Հաֆի իզոթերմային հավասարում։ ΔGº-ի արժեքը տեղեկատու գրականության աղյուսակներում հազարավոր քիմիական միացությունների համար:

K p \u003d e - ∆ G º / (RT) \u003d e - ∆ H º / RT ∙ e ∆ S º / R (11): (11)-ից կարելի է տալ ռեակցիայի առաջացման հավանականության թերմոդինամիկական գնահատականը: Այսպիսով, էկզոտերմիկ ռեակցիաների համար (∆Нº<0), протекающих с возрастанием энтропии, К р >1, և ∆G<0, то есть реакция протекает самопроизвольно. Для экзотермических реакций (∆Нº>0) էնտրոպիայի նվազմամբ (∆Sº>0) գործընթացի ինքնաբուխ հոսքն անհնար է:

Եթե ∆Hº և ∆Sº ունեն նույն նշանը, գործընթացի թերմոդինամիկական հավանականությունը որոշվում է ∆Hº, ∆Sº և Tº հատուկ արժեքներով:

Դիտարկենք, օգտագործելով ամոնիակի սինթեզի ռեակցիայի օրինակը, ΔН o-ի և ∆S o-ի համակցված ազդեցությունը գործընթացի իրականացման հնարավորության վրա.

Այս ռեակցիայի համար ∆Н o 298 = -92,2 կՋ / մոլ, ∆S o 298 = -198 Ջ / (մոլ * Կ), T∆S o 298 = -59 կՋ / մոլ, ∆G o 298 = -33, 2 կՋ/մոլ.

Տվյալ տվյալներից երևում է, որ էնտրոպիայի փոփոխությունը բացասական է և չի նպաստում ռեակցիային, բայց միևնույն ժամանակ, պրոցեսին բնութագրվում է ∆Hº էնթալպիական մեծ բացասական էֆեկտով, որի շնորհիվ գործընթացը հնարավոր է։ Ջերմաստիճանի բարձրացմամբ ռեակցիան, ինչպես ցույց են տալիս կալորիմետրիկ տվյալները, դառնում է ավելի էկզոթերմիկ (T=725K, ∆H=-113կՋ/մոլ), սակայն ΔSо բացասական արժեքի դեպքում ջերմաստիճանի բարձրացումը մեծապես նվազեցնում է գործընթացի առաջացման հավանականությունը.

(հունարեն kineticos շարժվողից) գիտություն քիմիական ռեակցիաների մեխանիզմների և ժամանակի ընթացքում դրանց հոսքի օրինաչափությունների մասին։ 19-ին մեջ Քիմիական թերմոդինամիկայի հիմունքների մշակման արդյունքում քիմիկոսները սովորել են հաշվել հավասարակշռված խառնուրդի բաղադրությունը շրջելի քիմիական ռեակցիաների համար։ Բացի այդ, պարզ հաշվարկների հիման վրա հնարավոր եղավ առանց փորձեր անցկացնելու եզրակացություն անել տվյալ պայմաններում որոշակի ռեակցիայի առաջացման հիմնարար հնարավորության կամ անհնարինության մասին։ Այնուամենայնիվ, «հիմնարար հնարավորությունը».արձագանքը չի նշանակում, որ այն գնալու է։ Օրինակ, C + O ռեակցիան 2 ® CO 2 թերմոդինամիկայի տեսանկյունից շատ բարենպաստ է, ամեն դեպքում, 1000-ից ցածր ջերմաստիճանում.° C (ավելի բարձր ջերմաստիճաններում՝ CO մոլեկուլների տարրալուծում 2 ), այսինքն. ածխածինը և թթվածինը (գործնականում 100% ելքով) պետք է վերածվեն ածխածնի երկօքսիդի։ Սակայն փորձը ցույց է տալիս, որ ածուխի կտորը կարող է տարիներ շարունակ պառկել օդում՝ թթվածնի ազատ հասանելիությամբ, առանց որևէ փոփոխության։ Նույնը կարելի է ասել բազմաթիվ այլ հայտնի ռեակցիաների մասին։ Օրինակ՝ ջրածնի խառնուրդները քլորի կամ թթվածնի հետ կարող են պահպանվել շատ երկար ժամանակ՝ առանց քիմիական ռեակցիաների նշանների, թեև երկու դեպքում էլ ռեակցիաները թերմոդինամիկորեն բարենպաստ են։ Սա նշանակում է, որ ստոյխիոմետրիկ խառնուրդում հավասարակշռության հասնելուց հետո Հ 2 + Cl2 պետք է մնա միայն քլորաջրածինը, իսկ 2H խառնուրդում 2 + O 2 միայն ջուր. Մեկ այլ օրինակ՝ գազային ացետիլենը բավականին կայուն է, թեև ռեակցիան C 2 H 2 ® 2C + H 2 ոչ միայն թերմոդինամիկորեն թույլատրված է, այլև ուղեկցվում է էներգիայի զգալի արտազատմամբ։ Իրոք, բարձր ճնշման դեպքում ացետիլենը պայթում է, բայց նորմալ պայմաններում այն բավականին կայուն է։

Թերմոդինամիկորեն թույլատրված ռեակցիաները, ինչպես վերը թվարկվածները, կարող են ընթանալ միայն որոշակի պայմաններում: Օրինակ, բռնկվելուց հետո ածուխը կամ ծծումբը ինքնաբերաբար միանում է թթվածնի հետ; Ջրածինը հեշտությամբ արձագանքում է քլորին, երբ ջերմաստիճանը բարձրանում է կամ երբ ենթարկվում է ուլտրամանուշակագույն լույսի. ջրածնի և թթվածնի (պայթուցիկ գազ) խառնուրդը պայթում է բռնկման կամ կատալիզատորի ավելացման ժամանակ։ Ինչո՞ւ, ուրեմն, այս բոլոր ռեակցիաների իրականացման համար անհրաժեշտ են հատուկ էֆեկտներ՝ ջեռուցում, ճառագայթում, կատալիզատորների գործողություն: Քիմիական թերմոդինամիկան այս հարցին պատասխան չի տալիս՝ ժամանակ հասկացությունը դրանում բացակայում է։ Միևնույն ժամանակ, գործնական նպատակների համար շատ կարևոր է իմանալ, թե արդյոք տվյալ արձագանքը տեղի կունենա մեկ վայրկյանում, մեկ տարի հետո, թե՞ շատ հազարամյակների ընթացքում։

Փորձը ցույց է տալիս, որ տարբեր ռեակցիաների արագությունը կարող է շատ տարբեր լինել: Շատ ռեակցիաներ տեղի են ունենում գրեթե ակնթարթորեն ջրային լուծույթներում: Այսպիսով, երբ ազնվամորու գույնի ֆենոլֆթալեինի ալկալային լուծույթին ավելացվում է թթվի ավելցուկ, լուծույթն ակնթարթորեն դառնում է անգույն, ինչը նշանակում է, որ չեզոքացման ռեակցիան, ինչպես նաև ցուցիչի գունավոր ձևը անգույն վերածելու ռեակցիան շատ է ընթանում։ արագ. Կալիումի յոդիդի ջրային լուծույթի օքսիդացման ռեակցիան մթնոլորտային թթվածնի հետ շատ ավելի դանդաղ է ընթանում. ռեակցիայի արտադրանքի յոդի դեղին գույնը հայտնվում է միայն երկար ժամանակ անց: Երկաթի և հատկապես պղնձի համաձուլվածքների կոռոզիոն և շատ այլ գործընթացներ դանդաղ են ընթանում։

Քիմիական ռեակցիայի արագության կանխատեսումը, ինչպես նաև ռեակցիայի պայմաններից այդ արագության կախվածության պարզաբանումը քիմիական կինետիկայի կարևոր խնդիրներից է, գիտություն, որն ուսումնասիրում է ռեակցիաների օրինաչափությունները ժամանակի մեջ։ Ոչ պակաս կարևոր է քիմիական կինետիկայի առջև ծառացած երկրորդ խնդիրը՝ քիմիական ռեակցիաների մեխանիզմի ուսումնասիրությունը, այսինքն՝ սկզբնական նյութերը ռեակցիայի արտադրանքի վերածելու մանրամասն ուղին։

Արագ արձագանք. Ամենահեշտ ձևը գազային կամ հեղուկ ռեակտիվների միջև ռեակցիայի արագությունը որոշելն է միատարր (միատարր) խառնուրդում մշտական ծավալով անոթում: Այս դեպքում ռեակցիայի արագությունը սահմանվում է որպես ռեակցիայի մեջ ներգրավված ցանկացած նյութի (դա կարող է լինել սկզբնական նյութը կամ ռեակցիայի արտադրանքը) կոնցենտրացիայի փոփոխություն մեկ միավոր ժամանակում։ Այս սահմանումը կարելի է գրել որպես ածանցյալ. v = դ գ/դ տ, որտեղ v արձագանքման արագություն; ժամանակ, գ կենտրոնացում. Այս տեմպը հեշտ է որոշել, թե արդյոք կան փորձարարական տվյալներ նյութի կոնցենտրացիայի ժամանակից կախվածության վերաբերյալ։ Այս տվյալների հիման վրա դուք կարող եք կառուցել գրաֆիկ, որը կոչվում է կինետիկ կոր: Կինետիկ կորի տվյալ կետում ռեակցիայի արագությունը որոշվում է տվյալ կետում շոշափողի թեքությամբ: Շոշափողի թեքության որոշումը միշտ կապված է որոշ սխալի հետ: Նախնական ռեակցիայի արագությունը որոշվում է առավել ճշգրիտ, քանի որ սկզբում կինետիկ կորը սովորաբար մոտ է ուղիղ գծին. դա հեշտացնում է շոշափող գծելը կորի սկզբնական կետում:

Եթե ժամանակը չափվում է վայրկյաններով, իսկ կոնցենտրացիան մոլերով մեկ լիտրով, ապա ռեակցիայի արագությունը չափվում է մոլ/(լ) միավորներով

· հետ): Այսպիսով, ռեակցիայի արագությունը կախված չէ ռեակցիայի խառնուրդի ծավալից. նույն պայմաններում այն նույնը կլինի ինչպես փոքր փորձանոթում, այնպես էլ մեծ տոննաժային ռեակտորում։

դ արժեքը

տ միշտ դրական է, մինչդեռ դ-ի նշանը գ կախված է նրանից, թե ինչպես է ժամանակի ընթացքում փոխվում կոնցենտրացիան նվազում (սկզբնական նյութերի համար) կամ ավելանում (ռեակցիայի արտադրանքի համար): Որպեսզի ռեակցիայի արագությունը միշտ դրական արժեք մնա, սկզբնական նյութերի դեպքում ածանցյալի դիմաց դրվում է մինուս նշան. v = դ գ/դ տ . Եթե ռեակցիան ընթանում է գազային փուլում, ապա արագության հավասարման մեջ նյութերի կոնցենտրացիայի փոխարեն հաճախ օգտագործվում է ճնշում։ Եթե գազը մոտ է իդեալականին, ապա ճնշումը Ռկապված է համակենտրոնացման հետ պարզ հավասարմամբ. p= cRT. Ռեակցիայի ընթացքում տարբեր նյութեր կարող են սպառվել և ձևավորվել տարբեր արագությամբ՝ ստոյխիոմետրիկ հավասարման գործակիցներին համապատասխան ( սմ. ՍՏՈԻՔԻՈՄԵՏՐԻԱ), հետևաբար, որոշակի ռեակցիայի արագությունը որոշելիս պետք է հաշվի առնել այս գործակիցները: Օրինակ, ամոնիակի սինթեզի ռեակցիայում 3H 2 + N 2 ® 2NH 3 ջրածինը սպառվում է ազոտից 3 անգամ ավելի արագ, իսկ ամոնիակը 2 անգամ ավելի արագ է կուտակվում, քան ազոտը սպառվում է։ Հետևաբար, այս ռեակցիայի արագության հավասարումը գրված է հետևյալ կերպ. v = 1/3d էջ(H2)/դ տ= դ էջ(N 2)/դ տ= +1/2դ էջ(NH3)/դ տ . Ընդհանուր առմամբ, եթե ռեակցիան ստոյխիոմետրիկ է, այսինքն. հոսում է ճիշտ ըստ գրված հավասարման՝ aA + b B ® cC + dD, դրա արագությունը սահմանվում է որպես v = (1/a)d[A]/d տ= (1/b)d[B]/d տ= (1/c)d[C]/d տ= (1/d)d[D]/d տ (քառակուսի փակագծերում ընդունված է նշել նյութերի մոլային կոնցենտրացիան)։ Այսպիսով, յուրաքանչյուր նյութի արագությունը խիստ փոխկապակցված է և, փորձնականորեն որոշելով ռեակցիայի ցանկացած մասնակցի արագությունը, հեշտ է այն հաշվարկել ցանկացած այլ նյութի համար:

Արդյունաբերության մեջ օգտագործվող ռեակցիաների մեծ մասը տարասեռ կատալիտիկ են։ Նրանք հոսում են պինդ կատալիզատորի և գազային կամ հեղուկ փուլի միջերեսում: Երկու փուլերի միջակայքում տեղի են ունենում նաև այնպիսի ռեակցիաներ, ինչպիսիք են սուլֆիդների թրծումը, թթուներում մետաղների, օքսիդների և կարբոնատների տարրալուծումը և մի շարք այլ գործընթացներ։ Նման ռեակցիաների համար արագությունը կախված է նաև միջերեսի չափից, ուստի տարասեռ ռեակցիայի արագությունը վերաբերում է ոչ թե ծավալային միավորին, այլ մակերեսային միավորին: Չափել մակերեսի չափը, որի վրա տեղի է ունենում ռեակցիան,

միշտ չէ, որ հեշտ է:

Եթե ռեակցիան ընթանում է փակ ծավալով, ապա շատ դեպքերում դրա արագությունը առավելագույնն է սկզբնական պահին (երբ սկզբնական նյութերի կոնցենտրացիան առավելագույնն է), այնուհետև, քանի որ սկզբնական ռեակտիվները վերածվում են արտադրանքի և, համապատասխանաբար, դրանց կոնցենտրացիան նվազում է, ռեակցիայի արագությունը նվազում է: Կան նաև ռեակցիաներ, որոնցում ժամանակի հետ արագությունը մեծանում է: Օրինակ, եթե պղնձե ափսեը թաթախում են մաքուր ազոտաթթվի լուծույթի մեջ, ապա ռեակցիայի արագությունը ժամանակի ընթացքում կավելանա, ինչը հեշտ է դիտել տեսողականորեն: Ժամանակի հետ արագանում են նաև ալյումինի տարրալուծման գործընթացները ալկալիների լուծույթներում, շատ օրգանական միացությունների թթվածնով օքսիդացումը և մի շարք այլ գործընթացներ։ Այս արագացման պատճառները կարող են տարբեր լինել: Օրինակ, դա կարող է պայմանավորված լինել մետաղի մակերեւույթից պաշտպանիչ օքսիդի թաղանթի հեռացմամբ կամ ռեակցիայի խառնուրդի աստիճանական տաքացմամբ կամ ռեակցիան արագացնող նյութերի կուտակմամբ (այդպիսի ռեակցիաները կոչվում են ավտոկատալիտիկ):

Արդյունաբերության մեջ ռեակցիաները սովորաբար իրականացվում են սկզբնական նյութերը ռեակտոր անընդհատ սնուցելու և արտադրանքը դուրս բերելու միջոցով: Նման պայմաններում կարելի է հասնել քիմիական ռեակցիայի հաստատուն արագության։ Ֆոտոքիմիական ռեակցիաները նույնպես ընթանում են հաստատուն արագությամբ, պայմանով, որ ընկնող լույսն ամբողջությամբ կլանված է ( սմ. ՖՈՏՈՔԻՄԻԱԿԱՆ ՌԵԱԿՑԻԱՆԵՐ).

ռեակցիայի սահմանափակող քայլը. Եթե ռեակցիան իրականացվում է հաջորդական փուլերով (պարտադիր չէ, որ բոլորը քիմիական են), և այդ փուլերից մեկը պահանջում է շատ ավելի շատ ժամանակ, քան մյուսները, այսինքն՝ այն ընթանում է շատ ավելի դանդաղ, ապա այդպիսի փուլը կոչվում է արագության սահմանափակող։ . Հենց այս ամենադանդաղ փուլն է որոշում ամբողջ գործընթացի արագությունը: Դիտարկենք, որպես օրինակ, ամոնիակի կատալիտիկ օքսիդացումը: Այստեղ կա երկու սահմանափակող դեպք.

1. Ռեակտիվ մոլեկուլների՝ ամոնիակի և թթվածնի հոսքը դեպի կատալիզատորի մակերես (ֆիզիկական պրոցեսը) շատ ավելի դանդաղ է, քան մակերևույթի վրա կատալիտիկ ռեակցիան։ Այնուհետև նպատակային արտադրանքի՝ ազոտի օքսիդի առաջացման արագությունը մեծացնելու համար կատալիզատորի արդյունավետությունը բարձրացնելը բոլորովին անիմաստ է, բայց պետք է ուշադրություն դարձնել ռեակտիվների մուտքը մակերեսին արագացնելու համար։

2. Մակերեւույթին ռեագենտների մատակարարումը տեղի է ունենում շատ ավելի արագ, քան բուն քիմիական ռեակցիան: Այստեղ իմաստ ունի բարելավել կատալիզատորը, ընտրել կատալիտիկ ռեակցիայի օպտիմալ պայմանները, քանի որ արագությունը սահմանափակող քայլն այս դեպքում մակերևույթի կատալիտիկ ռեակցիան է։

բախման տեսություն. Պատմականորեն առաջին տեսությունը, որի հիման վրա հնարավոր եղավ հաշվարկել քիմիական ռեակցիաների արագությունները, բախումների տեսությունն էր։ Ակնհայտորեն, որպեսզի մոլեկուլները արձագանքեն, դրանք պետք է առաջին հերթին բախվեն։ Դրանից բխում է, որ ռեակցիան պետք է ավելի արագ ընթանա, այնքան ավելի հաճախ ելակետային նյութերի մոլեկուլները բախվեն միմյանց։ Հետևաբար, յուրաքանչյուր գործոն, որն ազդում է մոլեկուլների միջև բախումների հաճախականության վրա, նույնպես կազդի ռեակցիայի արագության վրա: Գազերի մոլեկուլային կինետիկ տեսության հիման վրա ստացվել են մոլեկուլների միջև բախումների վերաբերյալ որոշ կարևոր օրինաչափություններ։

Գազային փուլում մոլեկուլները շարժվում են մեծ արագությամբ (վայրկյանում հարյուրավոր մետր) և շատ հաճախ բախվում են միմյանց։ Բախումների հաճախականությունը որոշվում է հիմնականում մեկ միավոր ծավալով մասնիկների քանակով, այսինքն՝ խտությամբ (ճնշմամբ): Բախումների հաճախականությունը կախված է նաև ջերմաստիճանից (ջերմաստիճանի բարձրացման հետ մեկտեղ մոլեկուլներն ավելի արագ են շարժվում) և մոլեկուլների չափերից (մեծ մոլեկուլները ավելի հաճախ են բախվում միմյանց, քան փոքրերը)։ Այնուամենայնիվ, կենտրոնացումը շատ ավելի ուժեղ է ազդում բախումների հաճախականության վրա: Սենյակային ջերմաստիճանի և մթնոլորտային ճնշման դեպքում յուրաքանչյուր միջին չափի մոլեկուլ վայրկյանում մի քանի միլիարդ բախումներ է ունենում:

® C երկու գազային A և B միացությունների միջև, ենթադրելով, որ քիմիական ռեակցիա է տեղի ունենում ռեակտիվ մոլեկուլների յուրաքանչյուր բախման ժամանակ: Թույլ տվեք, որ մթնոլորտային ճնշման տակ գտնվող լիտր կոլբը պարունակի A և B ռեակտիվների խառնուրդ հավասար կոնցենտրացիաներով: Կոլբայի մեջ կլինի ընդհանուր 6 հատ 10 23 / 22,4 = 2,7 10 22 մոլեկուլներ, որոնցից 1,35· 10 22 A նյութի մոլեկուլները և B նյութի նույն թվով մոլեկուլները: Թող յուրաքանչյուր A մոլեկուլ փորձի 10 9 բախումներ այլ մոլեկուլների հետ, որոնցից կեսը (5 10 8 ) պայմանավորված է B մոլեկուլների հետ բախումներով (A + A բախումները չեն հանգեցնում ռեակցիայի)։ Այնուհետև, ընդհանուր առմամբ, 1 վրկ-ում կոլբայի մեջ առաջանում է 1,35 10 22 5 10 8 ~ 7 10 30 A և B մոլեկուլների բախումներ: Ակնհայտ է, որ եթե դրանցից յուրաքանչյուրը հանգեցներ ռեակցիայի, այն անմիջապես կանցներ: Այնուամենայնիվ, շատ արձագանքներ բավականին դանդաղ են ընթանում: Այստեղից կարելի է եզրակացնել, որ ռեակտիվ մոլեկուլների միջև բախումների միայն աննշան մասն է հանգեցնում նրանց միջև փոխազդեցության:

Տեսություն ստեղծելու համար, որը թույլ կտա հաշվարկել ռեակցիայի արագությունը՝ հիմնվելով գազերի մոլեկուլային կինետիկ տեսության վրա, անհրաժեշտ էր, որ կարողանար հաշվարկել մոլեկուլների բախումների ընդհանուր թիվը և ռեակցիաների տանող «ակտիվ» բախումների համամասնությունը։ Անհրաժեշտ էր նաև բացատրել, թե ինչու է քիմիական ռեակցիաների մեծ մասի արագությունը մեծապես մեծանում ջերմաստիճանի բարձրացման հետ, մոլեկուլների արագությունը և նրանց միջև բախումների հաճախականությունը փոքր-ինչ մեծանում են ջերմաստիճանի հետ համեմատաբար:

, այսինքն՝ ընդամենը 1,3 անգամ՝ 293 Կ-ից ջերմաստիճանի բարձրացմամբ (20° C) մինչև 373 K (100 °): C), մինչդեռ ռեակցիայի արագությունը կարող է աճել հազարավոր անգամ:

Այս խնդիրները լուծվել են բախումների տեսության հիման վրա հետևյալ կերպ. Բախումների ժամանակ մոլեկուլները անընդհատ փոխանակում են արագություններ և էներգիա: Այսպիսով, «հաջող» բախման արդյունքում տվյալ մոլեկուլը կարող է նկատելիորեն մեծացնել իր արագությունը, մինչդեռ «անհաջող» բախման դեպքում այն կարող է գրեթե կանգ առնել (նման իրավիճակ կարելի է տեսնել բիլիարդի գնդակների օրինակում): Նորմալ մթնոլորտային ճնշման դեպքում յուրաքանչյուր մոլեկուլի հետ բախումներ և, հետևաբար, արագության փոփոխություններ տեղի են ունենում վայրկյանում միլիարդավոր անգամներ: Այս դեպքում մոլեկուլների արագությունները և էներգիաները մեծ չափով միջինացված են: Եթե ժամանակի տվյալ պահին գազի տվյալ ծավալում «հաշվում» են որոշակի արագություններ ունեցող մոլեկուլները, ապա պարզվում է, որ դրանց մի զգալի մասն ունի միջինին մոտ արագություն։ Միևնույն ժամանակ, շատ մոլեկուլներ ունեն միջինից փոքր արագություն, իսկ որոշները շարժվում են միջինից բարձր արագություններով: Երբ արագությունը մեծանում է, տվյալ արագությամբ մոլեկուլների մասնաբաժինը արագորեն նվազում է։ Բախումների տեսության համաձայն՝ արձագանքում են միայն այն մոլեկուլները, որոնք բախվելիս ունեն բավականաչափ բարձր արագություն (և հետևաբար՝ կինետիկ էներգիայի մեծ պաշար)։ Այս ենթադրությունը արվել է 1889 թվականին շվեդ քիմիկոսի կողմից Սվանտե Արրենիուս

. Ակտիվացման էներգիա. Արենիուսը քիմիկոսների առօրյա կյանքում ներմուծեց ակտիվացման էներգիայի շատ կարևոր հայեցակարգ ( Էա սա այն նվազագույն էներգիան է, որը պետք է ունենա մոլեկուլը (կամ մի զույգ արձագանքող մոլեկուլներ) քիմիական ռեակցիայի մեջ մտնելու համար։ Ակտիվացման էներգիան սովորաբար չափվում է ջոուլներով և կապված չէ մեկ մոլեկուլի հետ (սա շատ փոքր արժեք է), այլ նյութի մոլի հետ և արտահայտվում է J/մոլ կամ կՋ/մոլ միավորներով։ Եթե բախվող մոլեկուլների էներգիան փոքր է ակտիվացման էներգիայից, ապա ռեակցիան չի շարունակվի, իսկ եթե այն հավասար է կամ ավելի, ապա մոլեկուլները կարձագանքեն։

Տարբեր ռեակցիաների ակտիվացման էներգիաները որոշվում են փորձարարական եղանակով (ռեակցիայի արագության ջերմաստիճանից կախվածությունից)։ Ակտիվացման էներգիան կարող է փոխվել բավականին լայն միջակայքում՝ միավորներից մինչև մի քանի հարյուր կՋ/մոլ: Օրինակ՝ 2NO ռեակցիայի համար

2 ® N 2 O 4 ակտիվացման էներգիան մոտ է զրոյի, ռեակցիայի համար 2H 2 O 2 ® 2H 2 O + O 2 ջրային լուծույթներում Էա = 73 կՋ/մոլ, էթանի ջերմային տարրալուծման համար էթիլենի և ջրածնի Էա = 306 կՋ/մոլ:

Քիմիական ռեակցիաների մեծ մասի ակտիվացման էներգիան զգալիորեն գերազանցում է մոլեկուլների միջին կինետիկ էներգիան, որը սենյակային ջերմաստիճանում կազմում է ընդամենը մոտ 4 կՋ/մոլ և նույնիսկ 1000 ջերմաստիճանում։

° C-ն չի գերազանցում 16 կՋ/մոլը: Այսպիսով, արձագանքելու համար մոլեկուլները սովորաբար պետք է ունենան միջինից զգալիորեն մեծ արագություն: Օրինակ՝ գործով Էա = 200 կՋ/մոլ փոքր մոլեկուլային քաշի բախվող մոլեկուլները պետք է ունենան մոտ 2,5 կմ/վ արագություն (ակտիվացման էներգիան 25 անգամ ավելի մեծ է, քան մոլեկուլների միջին էներգիան 20-ում։° ԻՐՑ): Եվ սա ընդհանուր կանոն է՝ քիմիական ռեակցիաների մեծ մասի համար ակտիվացման էներգիան շատ ավելի բարձր է, քան մոլեկուլների միջին կինետիկ էներգիան։

Մի շարք բախումների արդյունքում մոլեկուլի համար շատ էներգիա կուտակելու հավանականությունը շատ փոքր է. նման գործընթացն իր համար պահանջում է ահռելի քանակությամբ հաջորդական «հաջող» բախումներ, որոնց արդյունքում մոլեկուլը էներգիա է ստանում միայն առանց կորցնելով այն. Հետևաբար, շատ ռեակցիաների համար մոլեկուլների միայն մի փոքր մասն ունի բավարար էներգիա՝ պատնեշը հաղթահարելու համար: Այս համամասնությունը, Արրենիուսի տեսության համաձայն, որոշվում է բանաձևով.

ա = էլ Եա / RT= 10 Եա /2,3 RT~ 10 Եա /19 T որտեղ Ռ = 8,31 Ջ/(մոլ. TO): Բանաձևից բխում է, որ էներգիայով մոլեկուլների բաժինը Էա , ինչպես նաև ակտիվ բախումների մասնաբաժինըա , մեծապես կախված է ինչպես ակտիվացման էներգիայից, այնպես էլ ջերմաստիճանից: Օրինակ՝ արձագանքելու համար Էա = 200 կՋ/մոլ սենյակային ջերմաստիճանում ( Տ~ 300 K), ակտիվ բախումների մասնաբաժինը չնչին է.ա = 10 200000/(19 , 300) ~ 10 35. Իսկ եթե ամեն վայրկյան անոթում կա 7 10 30 A և B մոլեկուլների բախումներ, պարզ է, որ ռեակցիան չի գնա:

Եթե կրկնապատկենք բացարձակ ջերմաստիճանը, այսինքն. խառնուրդը տաքացրեք մինչև 600 Կ (327 ° C); Այս դեպքում ակտիվ բախումների մասնաբաժինը կտրուկ կաճի.

ա = 10 200000/(19 , 600) ~ 4 10 18 . Այսպիսով, ջերմաստիճանի 2 անգամ աճը մեծացրել է ակտիվ բախումների բաժինը 4 10-ով 17 մեկ անգամ. Այժմ յուրաքանչյուր վայրկյանը ընդհանուր մոտ 7 10-ից 30 ռեակցիայի բախումները կհանգեցնեն 7 10 30 4 10 18 ~ 3 10 13 . Ռեակցիան, որի ժամանակ ամեն վայրկյան անհետանում է 3 10-ը 13 մոլեկուլներ (մոտ 10-ից 22 ), թեև շատ դանդաղ, բայց դեռ շարունակվում է։ Վերջապես, 1000 K (727 ° C) ջերմաստիճանում a ~ 3 10 11 (Տրված ռեակտիվ մոլեկուլի յուրաքանչյուր 30 միլիարդ բախումներից մեկը հանգեցնում է ռեակցիայի): Սա արդեն շատ է, քանի որ 1 s 7 10-ում 30 3 10 11 = 2 10 20 մոլեկուլներ, իսկ նման ռեակցիան տեղի կունենա մի քանի րոպեից (հաշվի առնելով բախումների հաճախականության նվազումը ռեագենտների կոնցենտրացիայի նվազմամբ)։

Այժմ պարզ է, թե ինչու ջերմաստիճանի բարձրացումը կարող է այդքան մեծացնել ռեակցիայի արագությունը։ Մոլեկուլների միջին արագությունը (և էներգիան) աննշանորեն աճում է ջերմաստիճանի բարձրացման հետ, բայց մյուս կողմից՝ «արագ» (կամ «ակտիվ») մոլեկուլների մասնաբաժինը, որոնք ունեն շարժման բավարար արագություն կամ բավարար թրթռումային էներգիա՝ ռեակցիան շարունակելու համար։ կտրուկ ավելանում է.

Ռեակցիայի արագության հաշվարկը՝ հաշվի առնելով բախումների ընդհանուր թիվը և ակտիվ մոլեկուլների մասնաբաժինը (այսինքն՝ ակտիվացման էներգիան), հաճախ բավարար համաձայնություն է տալիս փորձարարական տվյալների հետ։ Այնուամենայնիվ, շատ ռեակցիաների համար փորձնականորեն դիտարկված արագությունը պարզվում է, որ ավելի քիչ է, քան բախման տեսության կողմից հաշվարկված արագությունը: Դա բացատրվում է նրանով, որ ռեակցիան տեղի ունենալու համար անհրաժեշտ է, որ բախումը հաջող լինի ոչ միայն էներգետիկ, այլև «երկրաչափական առումով», այսինքն՝ մոլեկուլները բախման պահին պետք է կողմնորոշվեն միմյանց նկատմամբ։ որոշակի ճանապարհ. Այսպիսով, ըստ բախումների տեսության ռեակցիաների արագությունը հաշվարկելիս, էներգիայի գործոնից բացի, հաշվի է առնվում նաև տվյալ ռեակցիայի ստերիկ (տարածական) գործոնը։

Արրենիուսի հավասարումը. Ռեակցիայի արագության ջերմաստիճանից կախվածությունը սովորաբար նկարագրվում է Արենիուսի հավասարմամբ, որն իր ամենապարզ ձևով կարելի է գրել այսպես. v= v 0 ա = v 0 ե Եա/ RT , որտեղ v0 արագությունը, որը կունենա ռեակցիան զրոյական ակտիվացման էներգիայի դեպքում (իրականում սա բախումների հաճախականությունն է մեկ միավորի ծավալով): Քանի որ v0 թույլ կախված է ջերմաստիճանից, ամեն ինչ որոշվում է էքսպոնենցիալ երկրորդ գործոնով. ջերմաստիճանի բարձրացման հետ այս գործոնը արագորեն աճում է, և որքան արագ է, այնքան մեծ է ակտիվացման էներգիան: Եա. Ռեակցիայի արագության այս կախվածությունը ջերմաստիճանից կոչվում է Արենիուսի հավասարում, այն ամենակարեւորներից մեկն է քիմիական կինետիկայի մեջ։ Ռեակցիայի արագության վրա ջերմաստիճանի ազդեցության մոտավոր գնահատման համար երբեմն օգտագործվում է այսպես կոչված «վանտ Հոֆի կանոնը» ( սմ. VANT HOFF ԿԱՆՈՆ).

Եթե ռեակցիան ենթարկվում է Արենիուսի հավասարմանը, ապա դրա արագության լոգարիթմը (չափված, օրինակ, սկզբնական պահին) պետք է գծայինորեն կախված լինի բացարձակ ջերմաստիճանից, այսինքն՝ ln-ի գծապատկերից։

v 1-ից/ Տպետք է ուղիղ առաջ շարժվի: Այս ուղիղ գծի թեքությունը հավասար է ռեակցիայի ակտիվացման էներգիային։ Նման գրաֆիկից կարելի է գուշակել, թե ինչպիսին կլինի ռեակցիայի արագությունը տվյալ ջերմաստիճանում, կամ ինչ ջերմաստիճանում ռեակցիան կշարունակվի տվյալ արագությամբ։. Արհենիուսի հավասարման կիրառման մի քանի գործնական օրինակներ.

1. Սառեցված արտադրանքի փաթեթավորման վրա գրված է, որ այն կարելի է պահել սառնարանի դարակում (5°C) մեկ օր, մեկ աստղանիշով (6°C) սառցախցիկում, մեկ շաբաթ, երկու աստղով (12°C): ) ամիս , իսկ *** նշանով սառցախցում (որը նշանակում է, որ դրա ջերմաստիճանը 18 ° C է) 3 ամիս։ Ենթադրելով, որ արտադրանքի փչացման արագությունը հակադարձ համեմատական է երաշխավորված պահպանման ժամկետին

տ xp, կոորդինատներով ln t xp, 1/ Արենիուսի հավասարման համաձայն մենք ստանում ենք ուղիղ գիծ: Դրանից կարելի է հաշվարկել տվյալ արտադրանքի փչացմանը հանգեցնող կենսաքիմիական ռեակցիաների ակտիվացման էներգիան (մոտ 115 կՋ/մոլ): Նույն գրաֆիկից դուք կարող եք պարզել, թե ինչ ջերմաստիճանում պետք է սառեցվի արտադրանքը, որպեսզի այն պահվի, օրինակ, 3 տարի; ստացվում է 29 ° C:

2. Ալպինիստները գիտեն, որ լեռներում դժվար է եփել ձուն, և ընդհանրապես ցանկացած մթերք, որը պահանջում է քիչ թե շատ երկար եռում։ Որակապես դրա պատճառը պարզ է՝ մթնոլորտային ճնշման նվազման դեպքում ջրի եռման ջերմաստիճանը նվազում է։ Օգտագործելով Arrhenius հավասարումը, դուք կարող եք հաշվարկել, թե որքան ժամանակ կպահանջվի, օրինակ, 2265 մ բարձրության վրա գտնվող Մեխիկոյում ձուն եփելու համար, որտեղ 580 մմ Hg ճնշումը համարվում է նորմալ, և ջուրը այս նվազեցված ճնշման դեպքում: եռում է 93 ° C-ում Սպիտակուցի «ծալման» (դենատուրացիայի) ռեակցիայի ակտիվացման էներգիան չափվել է և պարզվել է, որ շատ մեծ է շատ այլ քիմիական ռեակցիաների համեմատ՝ մոտ 400 կՋ/մոլ (տարբեր սպիտակուցների դեպքում այն կարող է փոքր-ինչ տարբերվել): Այս դեպքում ջերմաստիճանի իջեցումը 100-ից մինչև 93 ° C (այսինքն ՝ 373-ից մինչև 366 Կ) կդանդաղեցնի ռեակցիան 10-ով:

(400000/19)(1/366 1/373) = 11,8 անգամ: Այդ իսկ պատճառով լեռնաշխարհի բնակիչները նախընտրում են կերակուրը տապակելը, քան ճաշ պատրաստելը. տապակի ջերմաստիճանը, ի տարբերություն եռացող ջրի ջերմաստիճանի, կախված չէ մթնոլորտային ճնշումից։

3. Ճնշման կաթսայում սնունդը եփում են բարձր ճնշման տակ, հետևաբար՝ ջրի բարձր եռման կետում: Հայտնի է, որ սովորական կաթսայում տավարի միսը եփում է 23 ժամ, իսկ խնձորի կոմպոտը 1015 րոպե։ Հաշվի առնելով, որ երկու պրոցեսներն էլ ունեն ակտիվացման սերտ էներգիա (մոտ 120 կՋ/մոլ), կարելի է հաշվարկել՝ օգտագործելով Arrhenius-ի հավասարումը, որ 118°C ջերմաստիճանի ճնշման կաթսայում միսը եփվելու է 2530 րոպե, իսկ կոմպոտը` ընդամենը 2 րոպե:

Արհենիուսի հավասարումը շատ կարևոր է քիմիական արդյունաբերության համար։ Երբ էկզոթերմիկ ռեակցիա է տեղի ունենում, արձակված ջերմային էներգիան տաքացնում է ոչ միայն շրջակա միջավայրը, այլև հենց ռեակտիվները: դա կարող է հանգեցնել ռեակցիայի անցանկալի ուժեղ արագացման: Ռեակցիայի արագության փոփոխության և ջերմության արտանետման արագության հաշվարկը ջերմաստիճանի բարձրացման հետ թույլ է տալիս խուսափել ջերմային պայթյունից ( սմ. ՊայթուցիկՆՅՈՒԹԵՐ):

Ռեակցիայի արագության կախվածությունը ռեակտիվների կոնցենտրացիայից: Շատ ռեակցիաների արագությունը ժամանակի ընթացքում աստիճանաբար նվազում է: Այս արդյունքը լավ համընկնում է բախման տեսության հետ. ռեակցիայի ընթացքի հետ մեկտեղ սկզբնական նյութերի կոնցենտրացիաները նվազում են, և նրանց միջև բախումների հաճախականությունը նույնպես նվազում է. համապատասխանաբար նվազում է նաև ակտիվ մոլեկուլների բախման հաճախականությունը։ Սա հանգեցնում է ռեակցիայի արագության նվազմանը: Սա քիմիական կինետիկայի հիմնական օրենքներից մեկի էությունն է՝ քիմիական ռեակցիայի արագությունը համաչափ է արձագանքող մոլեկուլների կոնցենտրացիային։ Մաթեմատիկորեն սա կարելի է գրել որպես բանաձև v= կ[A][B], որտեղ կ հաստատուն, որը կոչվում է ռեակցիայի արագության հաստատուն: Վերոնշյալ հավասարումը կոչվում է քիմիական ռեակցիայի արագության հավասարում կամ կինետիկ հավասարում։ Այս ռեակցիայի արագության հաստատունը կախված չէ ռեակտիվների կոնցենտրացիայից և ժամանակից, սակայն այն կախված է ջերմաստիճանից՝ համաձայն Արենիուսի հավասարման. k = կ 0 ե Եա/ RT . Արագության ամենապարզ հավասարումը v= կ [A][B]-ը միշտ ճիշտ է այն դեպքում, երբ մոլեկուլները (կամ այլ մասնիկներ, օրինակ՝ իոններ) A, բախվելով B մոլեկուլներին, կարող են ուղղակիորեն վերածվել ռեակցիայի արտադրանքի։ Նմանատիպ ռեակցիաները, որոնք տեղի են ունենում մեկ փուլով (ինչպես ասում են քիմիկոսները, մեկ փուլով) կոչվում են տարրական ռեակցիաներ։ Նման արձագանքները քիչ են։ Արձագանքների մեծ մասը (նույնիսկ թվացյալ պարզ, ինչպիսին Հ 2 + I 2 ® 2HI) տարրական չեն, հետևաբար, նման ռեակցիայի ստոյխիոմետրիկ հավասարման հիման վրա անհնար է գրել դրա կինետիկ հավասարումը:

Կինետիկ հավասարումը կարելի է ձեռք բերել երկու եղանակով՝ փորձարարական՝ յուրաքանչյուր ռեակտիվի կոնցենտրացիայից առանձին չափելով ռեակցիայի արագության կախվածությունը, և տեսականորեն, եթե հայտնի է ռեակցիայի մանրամասն մեխանիզմը։ Ամենից հաճախ (բայց ոչ միշտ) կինետիկ հավասարումն ունի ձև

v= կ[A] x[B] y , որտեղ x և y կոչվում են արձագանքման կարգեր A և B ռեակտիվների համար: Այս կարգերը, ընդհանուր դեպքում, կարող են լինել ամբողջ և կոտորակային, դրական և նույնիսկ բացասական: Օրինակ, ացետալդեհիդի CH ջերմային տարրալուծման ռեակցիայի կինետիկ հավասարումը 3 CHO ® CH 4 + CO-ն ունի ձևը v= կ 1,5 , այսինքն. ռեակցիան մեկ ու կես կարգ է։ Երբեմն հնարավոր է ստոյխիոմետրիկ գործակիցների և ռեակցիաների կարգերի համընկնում: Այսպիսով, փորձը ցույց է տալիս, որ ռեակցիան Հ 2 + I 2 ® 2HI-ն ունի առաջին կարգը և՛ ջրածնի, և՛ յոդի մեջ, այսինքն՝ նրա կինետիկ հավասարումն ունի ձև. v= կ(այդ իսկ պատճառով այս արձագանքը համարվում էր տարրական շատ տասնամյակներ, մինչև որ դրա ավելի բարդ մեխանիզմն ապացուցվեց 1967 թվականին):

Եթե կինետիկ հավասարումը հայտնի է, այսինքն. հայտնի է, թե ինչպես է ռեակցիայի արագությունը կախված ռեակտիվների կոնցենտրացիաներից յուրաքանչյուր պահի, իսկ արագության հաստատունը հայտնի է, ապա հնարավոր է հաշվարկել ռեակտիվների և ռեակցիայի արտադրանքների կոնցենտրացիաների ժամանակային կախվածությունը, այսինքն. տեսականորեն ստանալ բոլոր կինետիկ կորերը: Նման հաշվարկների համար օգտագործվում են բարձրագույն մաթեմատիկայի կամ համակարգչային հաշվարկների մեթոդներ, որոնք հիմնարար դժվարություններ չեն ներկայացնում։

Մյուս կողմից, փորձնականորեն ստացված կինետիկ հավասարումն օգնում է դատել ռեակցիայի մեխանիզմը, այսինքն. պարզ (տարրական) ռեակցիաների ամբողջության մասին։ Ռեակցիայի մեխանիզմների պարզաբանումը քիմիական կինետիկայի ամենակարևոր խնդիրն է։ Սա շատ բարդ խնդիր է, քանի որ նույնիսկ թվացյալ պարզ ռեակցիայի մեխանիզմը կարող է ներառել բազմաթիվ տարրական փուլեր։

Ռեակցիայի մեխանիզմը որոշելու կինետիկ մեթոդների կիրառումը կարելի է ցույց տալ ալկիլ հալոգենիդների ալկալային հիդրոլիզի օրինակով՝ սպիրտների առաջացմամբ՝ RX +

OH ® ROH + X . Փորձնականորեն պարզվել է, որ R = CH-ի համար 3, C 2 H 5 և այլն: և X = Cl ռեակցիայի արագությունը ուղիղ համեմատական է ռեակտիվների կոնցենտրացիաներին, այսինքն. ունի առաջին կարգը հալիդի RX-ի նկատմամբ և առաջին կարգը՝ կապված ալկալիների հետ, իսկ կինետիկ հավասարումն ունի ձև. v= կմեկ . Երրորդական ալկիլ յոդիդների դեպքում (R = (CH 3) 3 C, X = I) կարգը նախ RX-ով, իսկ ալկալային զրոյով. v= կ 2 . Միջանկյալ դեպքերում, օրինակ, իզոպրոպիլ բրոմիդի համար (R = (CH 3) 2 CH, X = Br), ռեակցիան նկարագրվում է ավելի բարդ կինետիկ հավասարմամբ. v= կ 1 + կ 2 . Այս կինետիկ տվյալների հիման վրա նման ռեակցիաների մեխանիզմների վերաբերյալ արվել է հետևյալ եզրակացությունը.

Առաջին դեպքում ռեակցիան ընթանում է մեկ քայլով՝ ալկոհոլի մոլեկուլների անմիջական բախմամբ OH իոնների հետ։

(այսպես կոչված SN մեխանիզմ 2 ) Երկրորդ դեպքում ռեակցիան ընթանում է երկու փուլով. Առաջին փուլը ալկիլ յոդիդի դանդաղ տարանջատումը երկու իոնների՝ Ռ I ® R + + I . Երկրորդ շատ արագ արձագանքը իոնների միջև՝ Ռ+ + OH ® ROH. Ընդհանուր ռեակցիայի արագությունը կախված է միայն դանդաղ (սահմանափակող) փուլից, ուստի այն կախված չէ ալկալիի կոնցենտրացիայից. հետևաբար ալկալիներում զրոյական կարգ (SN մեխանիզմ 1 ) Երկրորդային ալկիլ բրոմիդների դեպքում երկու մեխանիզմներն էլ տեղի են ունենում միաժամանակ, ուստի կինետիկ հավասարումն ավելի բարդ է։

Իլյա Լինսոն

ԳՐԱԿԱՆՈՒԹՅՈՒՆ Քիմիական գործընթացի ուսմունքի պատմություն. Մ., Գիտություն, 1981
Լինսոն Ի.Ա. քիմիական ռեակցիաներ. Մ., ԱՍՏ Աստրել, 2002

Կարդացեք նաև.

I. Ռեակցիաների դասակարգումն ըստ ածխածնային կմախքի փոփոխությունների
Վարքագծային ուղղություն հոգեբանության մեջ. Բևորիզմի արժեքը ժամանակակից հոգեբանության զարգացման համար.
Հիվանդությունը մարմնում զարգացող փոխկապակցված պաթոգեն և հարմարվողական (սանոգեն) ռեակցիաների և գործընթացների դինամիկ համալիր է:
Փոխգործակցության կարևոր ոլորտ է առանձին պետական լիազորությունների փոխանցումը տեղական ինքնակառավարման մարմիններին։
Վալանս. Քիմիական տարրերի ատոմների վալենտային հնարավորությունները.
Մարդու ազդեցությունը ոչ կենդանի ծագման քիմիական միացություններին:
Հարց 1. Միջուկային ռեակցիա. Միջուկային տրոհման շղթայական ռեակցիայի առաջացման պայմանը

Բնության մեջ տեղի ունեցող գործընթացների համար հայտնի են երկու շարժիչ ուժ.

1. Համակարգի ցանկությունը՝ գնալ մի վիճակի, որն ունի նվազագույն քանակությամբ էներգիա;

Երկրորդ գործոնը որոշվում է ջերմաստիճանի և փոփոխության միջոցով էնտրոպիա.

(15)

DG-ի արժեքը թույլ է տալիս որոշել գործընթացի ինքնաբուխ հոսքի ուղղությունը.

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

Եթե DG > 0, ապա գործընթացն ընթանում է ինքնաբուխ հակառակ ուղղությամբ.

Եթե DG=0, ապա վիճակը գտնվում է հավասարակշռության մեջ:

Էներգիան ազատվում է ATP-ի հիդրոլիզի ժամանակ.

ATP + H 2 O ⇄ ADP + H 3 PO 4

որտեղ ADP-ն ադենոզին-5¢-դիֆոսֆատ է:

Այս ռեակցիայի DG 0-ը -30 կՋ է, ուստի պրոցեսն ինքնաբերաբար ընթանում է դեպի առաջ:

1. Ցածր ջերմաստիճաններում գերակշռում է էթալպիական գործոնը, և էկզոտերմիկ պրոցեսներն ընթանում են ինքնաբուխ.

Վերոնշյալ նյութի հիման վրա կարելի է ձևակերպել Ջերմոդինամիկայի II օրենքը.

Ջերմոդինամիկայի II օրենքի մեկ այլ ձևակերպում.

Ավելի քիչ ջեռուցվող մարմիններից ավելի ջեռուցվող մարմիններից ջերմության չփոխհատուցվող փոխանցումն անհնար է:

Քիմիական գործընթացներում էնտրոպիայի և Գիբսի էներգիայի փոփոխությունները որոշվում են Հեսսի օրենքի համաձայն.

,	(16)
.	(17)

Արձագանքներ, որոնց համար ԳԴ< 0 называют էկզերգոնիկ.

Այն ռեակցիաները, որոնց համար DG > 0 կոչվում են էնդերգոնիկ.

Քիմիական ռեակցիայի DG-ի արժեքը կարող է որոշվել նաև փոխհարաբերությունից.

DG = DH - T×DS.

201. Ո՞ր ուղղությամբ, ստանդարտ պայմաններում, կշարունակվի արձագանքը N 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2NO (g): Աջակցեք ձեր պատասխանին հաշվարկներով:

202. Հաշվե՛ք Գիբսի էներգիայի փոփոխությունը 1000 K-ում, եթե ∆ r Հ° 298 = 131,3 կՋ, իսկ ∆ rS° 298 \u003d 133,6 J / K (ջերմաստիճանի ազդեցություն Տվրա ∆ Հև ∆ Սանտեսում):

203. Հաշվել ∆ r Գ° 298 համակարգեր PbO 2 + Pb = 2PbO, հիմնված ∆ r Հ° 298 և ∆ rS° 298 ռեակտիվներ: Որոշեք, արդյոք այս ռեակցիան հնարավոր է:

204. Որոշեք, թե որ ուղղությամբ կշարունակվի Fe 2 O 3 (c) + 3H 2 \u003d \u003d Fe (c) + 3H 2 O (g) ռեակցիան ինքնաբերաբար ստանդարտ պայմաններում:

205. Հաշվեք Գիբսի էներգիայի փոփոխությունը և որոշեք ածխածնի հետ քրոմի (III) օքսիդը 1500 K ջերմաստիճանում նվազեցնելու հնարավորությունը՝ ըստ Cr 2 O 3 (t) + 3C (t) \u003d 2Cr (t) + 3CO (g) .

206. Վոլֆրամը ստացվում է վոլֆրամի (IV) օքսիդի ջրածնի վերականգնմամբ։ Որոշեք, որ այս ռեակցիան տեղի կունենա 500 և 1000 ° C ջերմաստիճանում, ըստ WO 3 (t) + 3H 2 (g) \u003d W (t) + 3H 2 O (գ) ռեակցիայի:

207. Հաշվեք Գիբսի էներգիայի փոփոխությունը և որոշեք այս ռեակցիայի հավանականությունը ստանդարտ պայմաններում CO (g) + H 2 O (l) \u003d CO 2 (g) + H 2 (g):

208. Հաշվեք Գիբսի էներգիայի փոփոխությունը և որոշեք պղնձի (II) օքսիդի տարրալուծման ռեակցիայի հնարավորությունը 400 և 1500 Կ ջերմաստիճանում ըստ 4CuO (t) \u003d 2Cu 2 O (t) + O 2 (գ) ռեակցիայի:

209. Որոշեք հավասար հավանական ռեակցիայի ջերմաստիճանը առաջ և հակառակ ուղղություններով, եթե ∆ r Հ° 298 = = 38 կՋ, և ∆ rS° 298 = 207 J/K:

210. Հաշվել ∆ r Գ° 298 և ∆ r Գ° 1000 H 2 O (գ) + + C (գ) \u003d CO (գ) + H 2 (գ) ռեակցիայի համար: Ինչպե՞ս է ջերմաստիճանը ազդում առաջընթաց ուղղությամբ ընթացքի թերմոդինամիկական հավանականության վրա:

211. Հետևյալ ռեակցիաներից ո՞րն է թերմոդինամիկորեն ավելի հավանական. 1) N 2 + O 2 \u003d 2NO կամ 2) N 2 + 2O 2 \u003d 2NO 2: Աջակցեք ձեր պատասխանին հաշվարկներով:

212. Որոշի՛ր ∆ նշանը r Գ° 298, առանց հաշվարկների դիմելու, ռեակցիայի համար CaO (t) + CO 2 (g) \u003d CaCO 3 (t), ∆ r Հ° 298 \u003d -178,1 կՋ / մոլ: Բացատրե՛ք պատասխանը։

213. Որոշի՛ր ∆ նշանը r Գ° 298 մարդու մարմնում սախարոզայի յուրացման գործընթացի համար, որը վերածվում է դրա օքսիդացման C 12 H 22 O 11 (ներ) + 12O 2 (գ) \u003d 12CO 2 (գ) + 11H 2 O (գ):

214. Ստուգեք, արդյոք վտանգ կա, որ բժշկության մեջ որպես թմրամիջոց օգտագործվող ազոտի օքսիդը (I) օդի թթվածնով օքսիդացվելու է շատ թունավոր ազոտի օքսիդի (II)՝ համաձայն 2N 2 O (g) + O 2 (g) ռեակցիայի։ ) \u003d 4NO (G) .

215. Գլիցերինը նյութափոխանակության արգասիքներից է, որն օրգանիզմում վերջնականապես վերածվում է CO 2 (գ) և H 2 O (գ): Հաշվել ∆ r Գ° 298 գլիցերինի օքսիդացման ռեակցիա, եթե ∆ զ Գ° 298 (C 3 H 8 O 3) = = 480 կՋ / մոլ:

216. Հաշվեք Գիբսի էներգիայի փոփոխությունը ֆոտոսինթեզի ռեակցիայի համար 6CO 2 (գ) + 6H 2 O (գ) \u003d C 6 H 12 O 6 (լուծույթ) + 6O 2 (գ):

217. Որոշեք այն ջերմաստիճանը, որի դեպքում ∆ r Գ° T \u003d 0, ռեակցիայի համար H 2 O (g) + CO (g) \u003d CO 2 (g) + H 2 (g):

218. Հաշվել թերմոդինամիկական բնութագրերը ∆ r Հ° 298 , ∆ rS° 298 , ∆ r Գ° 298 ռեակցիաներ 2NO (g) \u003d N 2 O 4 (գ): Եզրակացություն ձևակերպել 0 ջերմաստիճանում ռեակցիայի հնարավորության մասին; 25 և 100 °C, հաստատեք այն հաշվարկով:

219. Հնարավո՞ր է 3Fe 2 O 3 (c) + H 2 (g) \u003d 2Fe 3 O 4 (c) \u003d H 2 O (g) ռեակցիան: Աջակցեք ձեր պատասխանին հաշվարկներով:

220. Հաշվե՛ք ռեակցիայի Գիբսի էներգիայի փոփոխությունը 980 Կ-ում, եթե ∆ r Հ° 298 = 243,2 կՋ, իսկ ∆ rS° 298 = 195,6 J/K (ջերմաստիճանի ազդեցությունը ∆ Հև ∆ Սանտեսում):

221. Հաշվել ∆ r Գ° 298 և ∆ r Գ° 1000 ռեակցիայի համար

Fe 2 O 3 (c) + 3CO (գ) \u003d 2 Fe (c) + 3CO 2 (գ)

Ինչպե՞ս է ջերմաստիճանը ազդում առաջընթաց ուղղությամբ ընթացքի թերմոդինամիկական հավանականության վրա:

222. Կալցիումի կարբիդի փոխազդեցությունը ջրի հետ նկարագրվում է երկու հավասարումներով.

ա) CaC 2 + 2H 2 O \u003d CaCO 3 + C 2 H 2; բ) CaC 2 + 5H 2 O \u003d CaCO 3 + 5H 2 + CO 2:

Ո՞ր ռեակցիան է թերմոդինամիկորեն ավելի նախընտրելի: Բացատրեք հաշվարկի արդյունքները:

223. Որոշեք SO 2 + 2H 2 \u003d S cr + 2H 2 O ռեակցիայի ինքնաբուխ հոսքի ուղղությունը ստանդարտ պայմաններում:

224. Հաշվարկեք ZnS + 3 / 2O 2 \u003d ZnO + SO 2 ռեակցիայի Գիբսի էներգիայի փոփոխությունը 298 և 500 Կ.

225. Որոշեք ինքնաբուխ ռեակցիայի ուղղությունը

NH 4 Cl (c) + NaOH (c) \u003d NaCl (c) + H 2 O (գ) + NH 3 (գ):

ստանդարտ պայմաններում

Քիմիական ռեակցիաների արագությունը

226. Որոշեք, թե քանի անգամ կփոխվի 4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2 միատարր գազի ռեակցիայի արագությունը, եթե համակարգում ընդհանուր ճնշումը մեծացվի 3 անգամ:

227. Ռեակցիայի արագությունը՝ 2NO + O 2 → 2NO 2 NO և O 2 կոնցենտրացիաներում 0,6 մոլ/դմ 3 հավասար է 0,18 մոլ/(դմ 3 · րոպե): Հաշվեք ռեակցիայի արագության հաստատունը:

228. Քանի՞ անգամ պետք է ավելացնել CO-ի կոնցենտրացիան համակարգում, որպեսզի 2CO → CO 2 + C (tv) ռեակցիայի արագությունը 4 անգամ մեծացվի:

229. Ռեակցիան ընթանում է N 2 + O 2 → 2NO հավասարման համաձայն։ Ազոտի և թթվածնի նախնական կոնցենտրացիաները կազմում են 0,049 և 0,01 մոլ/դմ 3: Հաշվե՛ք նյութերի կոնցենտրացիաները, երբ համակարգում առաջանում է 0,005 մոլ NO:

230. A և B նյութերի միջև ռեակցիան ընթանում է ըստ 2A + B \u003d C հավասարման: A նյութի կոնցենտրացիան 6 մոլ / լ է, իսկ B նյութը 5 մոլ / լ է: Ռեակցիայի արագության հաստատունը 0,5 լ/(մոլ վ) է։ Հաշվե՛ք ռեակցիայի արագությունը սկզբնական պահին և այն պահին, երբ ռեակցիայի խառնուրդում մնում է B նյութի 45%-ը։

231. Քանի՞ աստիճան պետք է բարձրացնել ջերմաստիճանը, որպեսզի ռեակցիայի արագությունը 90 անգամ մեծանա: Van't Hoff ջերմաստիճանի գործակիցը 2,7 է:

232. Ջրածնի յոդի տարրալուծման ռեակցիայի արագության ջերմաստիճանի գործակիցը ըստ 2HI \u003d H 2 + I 2 ռեակցիայի 2 է: Հաշվեք այս ռեակցիայի արագության հաստատունը 684 Կ-ում, եթե 629 Կ-ում արագության հաստատունը 8,9 10 է. 5 լ / (մոլ ս):

233. Որոշեք ռեակցիայի արագության ջերմաստիճանի գործակիցը, եթե ռեակցիան դանդաղել է 25 անգամ, երբ ջերմաստիճանը իջեցվել է 45 °-ով:

234. Հաշվե՛ք, թե ռեակցիան ինչ ջերմաստիճանում կավարտվի 45 րոպեում, եթե 293 Կ-ում դրա համար պահանջվում է 3 ժամ։ Վերցրեք ռեակցիայի արագության ջերմաստիճանի գործակիցը, որը հավասար է 3,2-ի:

235. Հաշվե՛ք ռեակցիայի արագության հաստատունը 680 Կ-ում, եթե 630 Կ-ում այս ռեակցիայի արագության հաստատունը 8,9 -5 մոլ/(դմ 3 վ) է, իսկ γ = 2։

236. Ռեակցիայի արագության հաստատունը 9,4 °C-ում 2,37 րոպե -1 է, իսկ 14,4 °C ջերմաստիճանում այն 3,204 րոպե -1 է: Հաշվեք ռեակցիայի արագության ակտիվացման էներգիան և ջերմաստիճանի գործակիցը:

237. Հաշվե՛ք, թե քանի աստիճանով է անհրաժեշտ ջերմաստիճանը բարձրացնել ռեակցիայի արագությունը 50 և 100 անգամ մեծացնելու համար, եթե ռեակցիայի արագության ջերմաստիճանի գործակիցը 3 է։

238. 393 K-ում ռեակցիան ավարտվում է 18 րոպեում: Ո՞ր ժամանակային միջակայքից հետո այս ռեակցիան կավարտվի 453 Կ-ով, եթե ռեակցիայի արագության ջերմաստիճանային գործակիցը 3 է:

239. CO + H 2 O (գ) → CO 2 + H 2 ռեակցիայի ռեակտիվների սկզբնական կոնցենտրացիաները հավասար էին (մոլ / դմ 3). \u003d 0,8; = 0,9; = 0,7; = 0,5. Որոշեք ռեակցիայի բոլոր մասնակիցների կոնցենտրացիաները ջրածնի կոնցենտրացիան 10%-ով աճելուց հետո։

240. A և B նյութերի ռեակցիան արտահայտվում է A + 2B → C հավասարմամբ: Նյութի սկզբնական կոնցենտրացիաներն են՝ [A] = 0,03 մոլ/լ; [B] = 0,05 մոլ/լ: Ռեակցիայի արագության հաստատունը 0,4 է: Որոշեք ռեակցիայի սկզբնական արագությունը և ռեակցիայի արագությունը որոշ ժամանակ անց, երբ A նյութի կոնցենտրացիան նվազում է 0,01 մոլ/լ-ով:

241. CO + Cl 2 = COCl 2 համակարգում կոնցենտրացիան բարձրացվել է 0,03-ից մինչև 0,12 մոլ/լ, իսկ քլորի կոնցենտրացիան՝ 0,02-ից մինչև 0,06 մոլ/լ: Որքա՞ն է մեծացել առաջընթացի ռեակցիայի արագությունը:

242. Քանի՞ անգամ կփոխվի 2A + B → A 2 B ռեակցիայի արագությունը, եթե A նյութի կոնցենտրացիան կրկնապատկվի, իսկ B նյութի կոնցենտրացիան կրճատվի 2 անգամ:

243. Նովոկաինի ո՞ր մասնաբաժինը (%) կքայքայվի 293 Կ-ում պահպանման 10 օրվա ընթացքում, եթե 313 Կ-ում նովոկաինի հիդրոլիզի արագության հաստատունը 1 10 -5 օր է -1, իսկ ռեակցիայի ակտիվացման էներգիան՝ 55,2 կՋ/մոլ։ ?

244. 36 °C-ում պենիցիլինի տարրալուծման արագության հաստատունը կազմում է 6·10 -6 s -1, իսկ 41 °C ջերմաստիճանում 1,2·10 -5 s -1: Հաշվե՛ք ռեակցիայի ջերմաստիճանի գործակիցը:

245. Քանի՞ անգամ կաճի 298 Կ-ում տեղի ունեցող ռեակցիայի արագությունը, եթե ակտիվացման էներգիան կրճատվի 4 կՋ/մոլով:

246. Հաշվեք ջրածնի պերօքսիդի քայքայման ռեակցիայի արագության հաստատունի ջերմաստիճանի գործակիցը (γ) 25 °C - 55 °C ջերմաստիճանային տիրույթում. Ե ա= 75,4 կՋ/մոլ:

247. Ջրածնի պերօքսիդի տարրալուծումը թթվածնի ձևավորմամբ 0,045 M KOH լուծույթում 22 ° C ջերմաստիճանում տեղի է ունենում որպես առաջին կարգի ռեակցիա, որի կես կյանքը τ 1/2 = 584 րոպե է: 0,090 M KOH լուծույթի և 0,042 M H 2 O 2 լուծույթի և մեկ ժամից հետո լուծույթում մնացած ջրածնի պերօքսիդի քանակությունը խառնելուց հետո հաշվարկել ռեակցիայի արագությունը սկզբնական ժամանակում:

248. Ջերմաստիճանի 27,8 °C-ով բարձրացման դեպքում ռեակցիայի արագությունն ավելացել է 6,9 անգամ։ Հաշվե՛ք ռեակցիայի արագության ջերմաստիճանի գործակիցը և այս ռեակցիայի ակտիվացման էներգիան 300 Կ.

249. Ինչ-որ առաջին կարգի ռեակցիայի դեպքում նյութի կիսատ կյանքը 351 Կ-ում 411 րոպե է: Ակտիվացման էներգիան 200 կՋ/մոլ է։ Հաշվե՛ք, թե որքան ժամանակ կպահանջվի 402 Կ-ում նյութի սկզբնական քանակի 75%-ը քայքայելու համար։

250. Որոշակի ռեակցիայի արագության հաստատունները 25 և 60 °C ջերմաստիճանում համապատասխանաբար 1,4 և 9,9 րոպե -1 են։ Հաշվե՛ք այս ռեակցիայի արագության հաստատունները 20 և 75°C ջերմաստիճանում:

Քիմիական հավասարակշռություն

251. A + B = C + D ռեակցիայի հավասարակշռության հաստատունը հավասար է մեկի: Սկզբնական կոնցենտրացիան [A] = 0,02 մոլ/լ: Ա նյութի քանի՞ տոկոսն է փոխակերպվում, եթե սկզբնական կոնցենտրացիաները [B] = 0,02; 0.1; 0,2 մոլ/լ.

252. Ամոնիակ ստանալու համար ռեակցիոն խառնուրդում ազոտի և ջրածնի նախնական կոնցենտրացիաները եղել են համապատասխանաբար 4 և 10 մոլ/DM 3: Հաշվեք բաղադրիչների հավասարակշռության կոնցենտրացիաները խառնուրդում, եթե ազոտի 50%-ը արձագանքել է մինչև հավասարակշռության հասնելը:

253. Հետադարձելի ռեակցիան ընթանում է A + B ↔ C + D հավասարման համաձայն: Խառնուրդում յուրաքանչյուր նյութի սկզբնական կոնցենտրացիան 1 մոլ/լ է: Հավասարակշռության հաստատումից հետո C բաղադրիչի կոնցենտրացիան 1,5 մոլ/դմ 3 է: Հաշվե՛ք այս ռեակցիայի հավասարակշռության հաստատունը:

254. Որոշեք NO-ի և O 2-ի սկզբնական կոնցենտրացիաները և 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 շրջելի ռեակցիայի հավասարակշռության հաստատունը, եթե հավասարակշռությունը հաստատված է ռեակտիվների հետևյալ կոնցենտրացիաներում՝ մոլ/դմ 3. = 0,12; = 0,48; = 0,24:

255. Ո՞ր ուղղությամբ կփոխվի քիմիական հավասարակշռությունը 2NO 2 ↔ NO + O 2 համակարգում, եթե յուրաքանչյուր բաղադրիչի հավասարակշռության կոնցենտրացիաները կրճատվեն 3 անգամ:

256. Քանի՞ անգամ կնվազի ջրածնի հավասարակշռության մասնակի ճնշումը N 2 + 3H 2 ↔ 2 NH 3 ռեակցիայի ժամանակ, եթե ազոտի ճնշումը կրկնապատկվի.

257. Համակարգում 2NO 2 ↔ N 2 O 4 60 ° C և ստանդարտ ճնշման պայմաններում հավասարակշռություն է հաստատվել: Քանի՞ անգամ պետք է ծավալը կրճատել ճնշումը կրկնապատկելու համար:

258. Ո՞ր ուղղությամբ կփոխվի հավասարակշռությունը, երբ համակարգի ջերմաստիճանը մեծանա.

1) COCl 2 ↔ CO + Cl 2; ∆ r Հ° 298 = -113 կՋ / մոլ

2) 2СО ↔ CO 2 +С; ∆ r Հ° 298 = -171 կՋ / մոլ

3) 2SO 3 ↔ 2SO 2 + O 2; ∆ r Հ° 298 = -192 կՋ / մոլ.

Բացատրե՛ք պատասխանը։

259. AB (g) ↔ A (g) + B (g) ռեակցիան ընթանում է փակ անոթում։ Ռեակցիայի հավասարակշռության հաստատունը 0,04 է, իսկ B նյութի հավասարակշռության կոնցենտրացիան՝ 0,02 մոլ/լ։ Որոշեք AB նյութի սկզբնական կոնցենտրացիան: AB նյութի քանի՞ տոկոսն է քայքայվել:

260. Երբ ամոնիակը օքսիդացվում է թթվածնով, հնարավոր է ազոտի և ազոտի տարբեր օքսիդների առաջացում։ Գրեք ռեակցիայի հավասարումը և քննարկեք ճնշման ազդեցությունը ռեակցիաների հավասարակշռության տեղաշարժի վրա՝ ա) N 2 O-ի ձևավորմամբ. բ) NO 2.

261. Ո՞ր ուղղությամբ կփոխվի C (tv) + H 2 O (g) ↔ CO (g) + H 2 (g) հետադարձելի ռեակցիայի հավասարակշռությունը, երբ համակարգի ծավալը նվազում է 2 անգամ:

262. Որոշակի ջերմաստիճանում 2NO 2 ↔ 2NO + O 2 համակարգում հավասարակշռությունը հաստատվել է հետևյալ կոնցենտրացիաներում՝ = 0,006 մոլ/լ; = 0,024 մոլ/լ: Գտե՛ք ռեակցիայի հավասարակշռության հաստատունը և NO 2-ի սկզբնական կոնցենտրացիան:

263. Ածխածնի օքսիդի և ջրի գոլորշու սկզբնական կոնցենտրացիաները նույնն են և հավասար են 0,1 մոլ/լ: Հաշվեք CO, H 2 O և CO 2 հավասարակշռության կոնցենտրացիաները համակարգում CO (g) + H 2 O (g) ↔ CO (g) + H 2 (գ), եթե ջրածնի հավասարակշռության կոնցենտրացիան պարզվել է 0,06: մոլ / լ, որոշել հավասարակշռության հաստատունը:

264. 3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3 ռեակցիայի հավասարակշռության հաստատունը որոշակի ջերմաստիճանում 2 է: Քանի՞ մոլ ազոտ պետք է ներմուծվի գազային խառնուրդի 1 լիտրում, որպեսզի ջրածնի 75%-ը վերածվի ամոնիակի, եթե նախնական ջրածնի կոնցենտրացիան եղել է 10 մոլ/լ:

265. 2NO (g) + O 2 (g) ↔ 2NO 2 (g) համակարգում նյութերի հավասարակշռության կոնցենտրացիաները = 0,2 մոլ / լ, = 0,3 մոլ / լ, = 0,4 մոլ / լ: Հաշվե՛ք հավասարակշռության հաստատունը և գնահատե՛ք հավասարակշռության դիրքը:

266. 0,2 լիտր տարողությամբ անոթի մեջ դրել են 0,3 և 0,8 գ ջրածին և յոդ։ Հավասարակշռության հաստատումից հետո անոթում հայտնաբերվել է 0,7 գ HI: Հաշվե՛ք ռեակցիայի հավասարակշռության հաստատունը:

267. H 2-ի և I 2-ի սկզբնական կոնցենտրացիաները համապատասխանաբար 0,6 և 1,6 մոլ/լ են: Հավասարակշռություն հաստատելուց հետո ջրածնի յոդի կոնցենտրացիան կազմել է 0,7 մոլ/լ: Հաշվե՛ք H 2 և I 2-ի հավասարակշռության կոնցենտրացիաները և հավասարակշռության հաստատունը:

268. Որոշակի ջերմաստիճանում 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 ռեակցիայի հավասարակշռության հաստատունը 2,5 մոլ -1 լ է, իսկ հավասարակշռված գազային խառնուրդում = 0,05 մոլ / լ և = 0,04 մոլ / լ: Հաշվեք թթվածնի և NO-ի սկզբնական կոնցենտրացիաները:

269. A և B նյութերը համապատասխանաբար 3 և 4 մոլի չափով, որոնք տեղակայված են 2 լիտր տարողությամբ անոթի մեջ, արձագանքում են 5A + 3B \u003d A 5 B 3 հավասարման համաձայն:

Արձագանքել է 1,6 մոլ Ա նյութ։Որոշեք սպառված Բ նյութի քանակությունը և ստացված արտադրանքը։ Հաշվիր հավասարակշռության հաստատունը:

270. H 2 + I 2 = 2HI ռեակցիայի հավասարակշռությունն ուսումնասիրելիս պարզվել է, որ H 2 և I 2 1 մոլ/լ-ի սկզբնական կոնցենտրացիաներում HI-ի հավասարակշռության կոնցենտրացիան 1,56 մոլ/լ է։ Հաշվեք ջրածնի յոդի հավասարակշռության կոնցենտրացիան, եթե H 2-ի և I 2-ի սկզբնական կոնցենտրացիան յուրաքանչյուրը 2 մոլ/լ է:

271. H 2 + I 2 = 2HI հավասարակշռությունը ուսումնասիրելիս պարզվել է, որ H 2 , I 2 և HI հավասարակշռության կոնցենտրացիաները համապատասխանաբար 4,2 են; 4.2; 1,6 մոլ/լ. Մեկ այլ փորձի ժամանակ, որն իրականացվել է նույն ջերմաստիճանում, պարզվել է, որ I 2-ի և HI-ի հավասարակշռության կոնցենտրացիաները կազմում են 4,0 և 1,5 մոլ/լ: Հաշվե՛ք ջրածնի կոնցենտրացիան այս փորձի ժամանակ:

272. SO 2 - O 2 - SO 3 հավասարակշռված գազային համակարգում որոշակի ջերմաստիճանում նյութերի կոնցենտրացիաները կազմել են համապատասխանաբար 0,035; 0.15 և 0.065 մոլ/լ. Հաշվե՛ք հավասարակշռության հաստատունը և նյութերի սկզբնական կոնցենտրացիաները՝ ենթադրելով, որ դա միայն թթվածին է և SO2:

273. 8,5 լիտր տարողությամբ անոթում հաստատվել է CO (g) + Cl 2 (g) \u003d COCl 2 (գ) հավասարակշռությունը: Հավասարակշռության խառնուրդի բաղադրությունը (գ)՝ CO - 11, Cl 2 - 38 և COCl 2 - 42: Հաշվե՛ք ռեակցիայի հավասարակշռության հաստատունը:

274. Ինչպե՞ս են փոխվում H 2 (g) + Cl 2 (g) ռեակցիայի հավասարակշռությունը և հավասարակշռության հաստատունը \u003d 2HCl (g), ∆. Հ < 0, следующие факторы: а) увеличение концентраций Н 2 , Cl 2 и HCl; б) увеличение давления в 3 раза; в) повышение температуры?

275. NO-ի և Cl 2-ի սկզբնական կոնցենտրացիաները միատարր համակարգում 2NO + Cl 2 = 2NOCl են, համապատասխանաբար, 0,5 և 0,2 մոլ/դմ 3: Հաշվե՛ք հավասարակշռության հաստատունը, եթե հավասարակշռության պահին 35% NO արձագանքել է: