Duke marrë parasysh proceset që ndodhin spontanisht, ne identifikuam:
1) një model në përputhje me ligjin e 2-të të termodinamikës së shfaqjes së tyre me entropinë në rritje.
2) modeli i shfaqjes spontane të reaksioneve ekzotermike që ndodhin me një ulje të entropisë.
Për shembull, procesi i avullimit ndodh në mënyrë spontane (një proces endotermik me entropinë në rritje), në të cilin kaosi në mjedis zvogëlohet, por rritet brenda vetë sistemit. Nga ana tjetër, reaksioni ekzotermik i përshkruar më sipër për prodhimin e amoniakut vazhdon me një ulje të entropisë - formohet një strukturë më komplekse, e renditur dhe nga 4 formohen 2 molekula gazi. Siç u përmend më lart, nuk ka mosbindje ndaj Ligji i 2-të i termodinamikës, vetëm një ulje e entropisë në reagim kompensohet nga një çlirim dukshëm më i madh i energjisë termike në mjedis dhe, në përputhje me rrethanat, një çrregullim më i madh botëror.
Megjithatë, është e dëshirueshme që të ketë një kriter që lejon sasior
parashikojnë mundësinë e ndodhjes së proceseve spontane
Një kriter i tillë është energjia e lirë G - Gibbs (entalpia e lirë ose potenciali izobarik), i cili rrjedh nga barazia
H=G+TS ose
H, T dhe S janë përkatësisht entalpi, temperaturë dhe entropi.
Ndryshimi i energjisë së lirë të Gibbs
DG = DH - TDS
Në barazinë e parë, entalpia (energjia e brendshme) është shuma e energjisë së lirë G dhe energjisë së lidhur TS.
Energjia e lirë G përfaqëson atë pjesë të furnizimit të përgjithshëm të energjisë së brendshme që mund të shndërrohet tërësisht në punë (kjo është një pjesë teknikisht e vlefshme e energjisë së brendshme).
Energjia e lidhur TS, nga ana tjetër, përfaqëson pjesën tjetër të energjisë së brendshme të sistemit. Energjia e lidhur nuk mund të shndërrohet në punë. Ai është i aftë të shndërrohet vetëm në energji termike, në formën e së cilës shpërndahet (shpërndahet).
Energjia e lirë përmbahet në sistem në formën e energjisë potenciale. Ai zvogëlohet ndërsa sistemi kryen punë. Kështu, për shembull, një gaz më i rrallë në të njëjtën temperaturë dhe të njëjtën energji të brendshme përmban më pak energji të lirë dhe më shumë energji të lidhur sesa një gaz i ngjeshur. Kjo është mjaft e kuptueshme, pasi në rastin e dytë mund të kemi më shumë punë sesa në të parën.
Por meqenëse G zvogëlohet, kjo rënie DG = G 2 – G 1 shprehet me shenjën minus, pasi që energjia e sistemit të dytë është më e ulët se në të parin
Bazuar në sa më sipër, ne mund të formulojmë parimin e mëposhtëm të energjisë minimale të lirë:
Në një sistem të izoluar, vetëm proceset e drejtuara drejt uljes së energjisë së lirë të sistemit ndodhin spontanisht.
Çfarë shprehin këto funksione?
Nga vlera e DG mund të gjykohet mundësia themelore e ndodhjes së reagimit. Nëse DG = 0, atëherë ndodh një reaksion ekuilibri, drejtimi i të cilit përcaktohet vetëm nga përqendrimi i përbërësve të tij individualë. Nëse DG< 0, то реакция идёт спонтанно с выделением энергии в форме полезной работы (или более упорядоченной химической структуры). Если DG >0, atëherë një ndryshim në gjendjen e sistemit ndodh vetëm kur puna shpenzohet nga jashtë.
Parimi i dytë i termodinamikës mund të shtrihet në proceset shoqërore, por duhet mbajtur mend se kjo metodë e shqyrtimit të sjelljes së shoqërisë do të jetë e një natyre filozofike, njohëse dhe nuk pretendon të jetë rreptësisht shkencore.
Konsideroni, për shembull, një problem që ka të bëjë drejtpërdrejt me avokatët - problemin e rritjes së krimit dhe luftës kundër tij.
Më lejoni t'ju kujtoj formulat e ligjit të parë: DN = Q – A dhe ndryshimi në energjinë e lirë të Gibbs DG = DH - TDS
Ose DH = DG + TDS
Le të supozojmë se niveli fillestar i krimit është H 1, dhe niveli përfundimtar i krimit është H 2. Pastaj DH = Н 2 – Н 1 = DG + TDS, ku DG është ndryshimi në aktivitetin krijues të popullsisë, T është shkalla e eksitimit të qytetarëve, DS është ndryshimi në aktivitetin shkatërrues të popullsisë.
Nëse aktiviteti krijues (energjia potenciale) e qytetarëve është e lartë, pra DG<0, то она тратится на создание благополучного общества; в этом случае степень возбуждения Т не очень высока, поскольку люди заняты полезным делом, низка и разрушительная деятельность (митинги, излишняя политизированность общества и т.д.) иначе говоря, энтропия общества постоянна. В этом случае DH ≤ 0 (роста преступности практически нет).
REAKSIONET KIMIKE
Të gjitha proceset spontane shoqërohen gjithmonë me një ulje të energjisë së sistemit.
Kështu, drejtimi i shfaqjes spontane të një procesi në çdo sistem përcaktohet nga një parim më i përgjithshëm - parimi i energjisë minimale të lirë.
Për të karakterizuar proceset që ndodhin në sistemet e mbyllura, u prezantuan funksione të reja të gjendjes termodinamike: a) Energjia e lirë e Gibbs
∆G = ∆H - T∆S(R, T= konst);(17)
b) Energjia e lirë e Helmholcit
∆F = ∆U - T∆S(V,T= konst).(18)
Energjitë e Gibbs-it dhe Helmholtz-it maten në njësi kJ/mol.
Energjia e lirë është pikërisht ajo pjesë e energjisë që mund të shndërrohet në punë (shih ekuacionin 10). Është e barabartë me punën maksimale që mund të bëjë sistemi ∆G = - A Maks.
Në kushte reale A Maks nuk arrihet kurrë, pasi një pjesë e energjisë shpërndahet në mjedis në formën e nxehtësisë, rrezatimit, shpenzohet për tejkalimin e fërkimit etj., gjë që merret parasysh duke futur efikasitetin.
Kështu, 1) vetëm ato procese që çojnë në një ulje të energjisë së lirë të sistemit mund të ndodhin spontanisht; 2) sistemi arrin një gjendje ekuilibri kur ndryshimi në energjinë e lirë bëhet zero.
Llogaritja e ndryshimeve në funksionin Gibbs (Helmholtz), ose energjinë e lirë, bën të mundur nxjerrjen e përfundimeve të paqarta në lidhje me aftësinë e reaksioneve kimike për të ndodhur spontanisht në kushte të caktuara.
Shfaqja e proceseve spontane shoqërohet gjithmonë me një ulje të energjisë së lirë të sistemit (D G< 0 или DF< 0).
Diagramet e energjisë që korrespondojnë me proceset kimike të ndaluara termodinamikisht, ekuilibrit dhe spontan janë paraqitur në Fig. 4.
Δ G, kJ/mol
Produkt ∆ G> 0
termodinamikisht
Procesi i ndaluar
Produkt
Ref. ekuilibri ∆ G= 0
Produkt
∆G< 0
Procesi spontan
koordinata e reagimit X
Oriz. 4. Diagramet energjetike të proceseve kimike termodinamikisht të ndaluara, ekuilibrit dhe spontane
Kushtet për ekuilibrin termodinamik në një sistem të mbyllur në kushte të ndryshme procesi janë:
Izobarike-izotermike ( R= konst, T= konst): Δ G= 0,
Izokorik-izotermik ( V= konst, T= konst): Δ F = 0.
Kështu, kriteri i vetëm për spontanitetin e proceseve kimike është madhësia e ndryshimit në energjinë e lirë të Gibbs (ose Helmholtz), e cila përcaktohet nga dy faktorë: entalpia dhe entropia.
∆G= ∆H- T∆S ;
Δ F = ∆U- T∆S.
Shumica e proceseve kimike janë rezultat i dy faktorëve: 1) dëshira e sistemit për të kaluar në një gjendje me energji më të ulët, e cila është e mundur duke kombinuar grimcat ose duke krijuar grimca me një furnizim më të vogël të energjisë së brendshme (ose entalpi); 2) dëshira e sistemit për të arritur një gjendje me entropi më të lartë, e cila korrespondon me një rregullim më të rastësishëm të grimcave.
Në temperatura të ulëta, kur lëvizja termike e grimcave ngadalësohet, mbizotëron tendenca e parë.
Me rritjen e temperaturës, entropia rritet (shih Fig. 2 dhe 3) dhe tendenca e dytë fillon të mbizotërojë, d.m.th. dëshira për të arritur një gjendje të sistemit që karakterizohet nga çrregullim më i madh.
Në temperatura shumë të larta, asnjë përbërës kimik nuk mund të ekzistojë. Çdo përbërje në këto kushte kalon në një gjendje të gaztë dhe kalbet (shpërndahet) në atome të lira, dhe në temperaturat e plazmës ( T> 10000 K) - në jone, elektrone dhe radikale të lira, që korrespondon me çrregullimin më të madh të sistemit, dhe rrjedhimisht me entropinë maksimale.
Për të përcaktuar se cilët nga faktorët e entalpisë ose entropisë janë përcaktues në kushtet e dhëna të procesit, bëhet një krahasim i vlerave absolute:
÷ ∆ H ÷ > ÷ T∆S÷ – faktori përcaktues është faktori entalpi,
÷ ∆ H ÷ < ÷ T∆S÷ - faktori i entropisë është vendimtar.
Në kimi, vlera e energjisë Gibbs përdoret më shpesh, pasi shumica e proceseve kimike dhe biologjike ndodhin në të hapur ( R= R atm) ose enë të mbyllura me presion konstant ( R ¹ R atm) dhe për këtë arsye në të ardhmen, në mënyrë që të mos përsërisim veten në lidhje me vlerën e Δ F, përveç rasteve kur thuhet në mënyrë specifike, ne do të operojmë me vlerën ∆ G.
Për të përcaktuar drejtimin e një procesi kimik të tipit aA + bB = cC + dD, që ndodh në kushte standarde, vlera Δ G xp mund të llogaritet nga vlerat e Δ H 0 298hr dhe D S 0 298xp duke përdorur nivelin 19. Nëse temperatura e procesit T≠ 298 K, atëherë llogaritja kryhet sipas ekuacionit. 20.
∆G 0 298 xr = D H 0 298 x 298∙D S 0 298h, (19)
∆G 0 T xp ≈ Δ H 0 298 orë - T D S 0 298 orë. (20)
Ju gjithashtu mund të përdorni tabela të funksioneve standarde termodinamike për formimin e substancave Δ G° 298 arr. Në këtë rast Δ G Reaksionet ° 298хр llogariten në mënyrë të ngjashme me Δ N° 298h:
∆G 0 298хр = [s∆ G 0 298obr(C) + d∆ G 0 298obr(D) ] – [a∆ G 0 298 rev(A) + v∆ G 0 298obr (V)]. (21)
Kështu, për të përcaktuar nëse një proces kimik është i mundur apo jo në kushte të caktuara, është e nevojshme të përcaktohet se cila do të jetë shenja e ndryshimeve në energjitë e Gibbs ose Helmholtz.
Shpesh është e nevojshme të përcaktohet temperatura, e quajtur temperatura e përmbysjes, mbi ose nën të cilën një reaksion ndryshon drejtimin e tij. Temperatura e përmbysjes përcaktohet nga kushti i ekuilibrit të reaksionit ∆ G xp = 0.
∆G xp = Δ H xp - T D S xp = 0 (22)
T inv = Δ H xp/D S orë. (23)
SHEMBUJ TË ZGJIDHJES SË PROBLEMEVE
Përcaktoni drejtimin e mundshëm të shfaqjes spontane të procesit kur t= 100°C. Llogaritni temperaturën e përmbysjes.
Si (k) + SiO 2 (k) = 2SiO (k)
Le të llogarisim vlerën e D G° 298 të këtij reaksioni. Le të përdorim të dhënat tabelare
∆ H 0 298, kJ/mol 0 -912 -438
S 0 298 , J/mol∙K 19 42 27
∆N 0 298 xp = = 36 kJ;
∆ S 0 298 хр = = -7 J/K;
∆ G° хр = ∆ H 0 298 Hr - T∆S 0 298 хр =36 - 373×(-7)×10 -3 = 38,6 kJ.
Mund të shihet se vlera ∆ G° xp është pozitiv dhe në 373 K reaksioni nuk mund të vazhdojë në drejtimin përpara. Prandaj, SiO 2 është i qëndrueshëm në kushte standarde.
Për të zbuluar nëse kalimi i SiO 2 në SiO është i mundur në parim në çdo temperaturë tjetër, është e nevojshme të llogaritet temperatura e përmbysjes në të cilën sistemi është në një gjendje ekuilibri termodinamik, d.m.th. në kushtet kur ∆ G = 0.
T inv = ∆ H° 298 xr /∆ S° 298 xp = 36/(-7,10 -3)= -5143 K.
Nuk ka temperaturë negative në shkallën absolute të temperaturës dhe, për rrjedhojë, në asnjë rrethanë nuk është i mundur kalimi i dioksidit të silikonit në oksid silikoni.
Fe 3 O 4 (k) + 4H 2 (g) = 3Fe (k) + 4H 2 O (g)
∆N° 298 arr, kJ/mol -1118 0 0 -241,8
Në përputhje me përfundimin e ligjit të Hess-it, ndryshimi në entalpinë e procesit është i barabartë me:
∆N° 298 xp = 4∆ N° 298 arr (H 2 O) – ∆ N° 298 arr (Fe 3 O 4) = 4 (-241,8) - (-1118) = 150,8 kJ
Ndryshimi në entalpinë e reaksionit në këtë rast llogaritet për 3 mol hekur, d.m.th. për 3 mol ∙ 56 g/mol = 168 g.
Ndryshimi i entalpisë gjatë marrjes së 1 kg hekur përcaktohet nga marrëdhënia:
168 g Fe - 150,8 kJ;
1000 g Fe - X kJ;
Nga këtu X= 897 kJ.
Përcaktoni kufirin e sipërm të temperaturës në të cilin mund të ndodhë formimi i peroksidit të bariumit sipas reagimit:
2BaO (k) + O 2 (g) = 2BaO 2 (k)
Ndryshimet në entalpinë dhe entropinë e reagimit të formimit të peroksidit të bariumit kanë këto kuptime:
∆N° 298 xp = 2∆ N° 298 arr (BaO 2) - (2∆ N° 298 arr (BaO) + ∆ N° 298 arr (O 2))
∆N° 298 хр = -634,7∙2 - (-553,9∙2 + 0) = -161,6 kJ
∆S° 298 xp = 2 S° 298 arr (BaO 2) – (2 S° 298 arr (BaO) + S° 298 arr (O 2))
∆S° = 77,5∙2 – (70,5∙2 + 206) = -191 J/K = - 0,191 kJ/K
Energjia e lirë e këtij procesi shprehet me ekuacion
∆G° xp = -161,6 + 0,191× T.
Në kushte standarde ∆ G° 298хр = -161,6 + 0,191×298 = -104,68 kJ. ∆ G° 298h< 0 и реакция при стандартных условиях протекать может.
Temperatura e përmbysjes mund të gjendet nga relacioni ∆ G° = 0.
∆G° = -161,6 + 0,191 T = 0
Nga këtu T= - 161,6 - 0,191 = 846,07 K
Nën temperaturën 846,07 K mund të realizohet formimi i BaO 2.
Llogaritni ndryshimin e entropisë gjatë avullimit të 250 g ujë në 25 °C, nëse nxehtësia molare e avullimit të ujit në këtë temperaturë është 44,08 kJ/mol.
ZGJIDHJE. Gjatë avullimit, entropia e një substance rritet me sasinë
∆S isp = D N/ T.
250 g ujë është 250 g/18 g/mol = 13,88 mol. Prandaj nxehtësia e avullimit të ujit është: 13,88 mol ∙ 44,08 kJ/mol = 611,83 kJ.
Ndryshimi i entropisë gjatë avullimit të 250 g ujë në T= 25 +273 = 298 K është e barabartë
∆S isp = 611,83 / 298 = 2,05 kJ.
DETYRA PËR PUNË TË PAVARUR
CO (g) + H 2 O (g) = CO 2 (g) + H 2 (g)
Përcaktoni: a) ∆ U° 298 reaksione; b) sa gram dhe sa litra CO reaguan nëse liroheshin 14,66 kJ nxehtësi (n.s.)?
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O ( dhe)
Përcaktoni; a) ∆ U° 298 reaksione; b) sa nxehtësi do të lirohet kur digjen 56 litra metan (n.o.)?
3. Për reaksionin CO (g) + C1 2 (g) = COC1 2 (g), duke përdorur të dhënat tabelare, njehsoni ∆ N° 298 reaksione. Njehsoni: a) ∆ U° 298 reaksione; b) sa litra CO reaguan nëse lirohen 338,13 kJ nxehtësi (n.s.)?
2HC1 (g) + Ca (s) = CaCl 2 (s) + H 2 (g).
5. ∆N° 298 djegia e metanit CH 4 është e barabartë me - 891,6 kJ/mol. Njehsoni: a) sa nxehtësi do të lirohet gjatë djegies së 1 g metan; b) sa nxehtësi do të lirohet gjatë djegies së 5 litrave metan (n.o.)?
6. Për reaksionin 2Сu (tv) + 1/2O 2(g) = Cu 2 O (tv), ∆Н° 298 prej të cilit është -167,6 kJ, njehsoni: a) sa litra oksigjen kanë reaguar nëse lirohet 335. .2 kJ nxehtësi? b) ∆ U° 298 reaksione.
7. ∆N° 298 reaksioni Cd (s) + 1/2O 2 (g) = CdO (s) është -256,43 kJ.
Përcaktoni: a) ∆ U° 298 reaksione; b) sa mol Cd duhet të merren për të çliruar 628 kJ nxehtësi?
8. ∆N° 298 reaksioni 2Bi (tv) + 3/2O 2 (g) = Bi 2 O 3 (tv) është -578,22 kJ.
Sa nxehtësi do të lirohet kur formohet 0,5 mol Bi 2 O 3?
9. Sipas vlerave të tabelës ∆ N° 298 formimi i reagentëve llogarit ∆ N° 298 djegia e metanit CH 4 dhe acetilenit C 2 H 2, nëse djegia vazhdon në CO 2 (g) dhe H 2 O (l). Përcaktoni se cili gaz ka vlerë më të madhe kalorifike (kJ/kg).
10. U dogjën masa të barabarta hidrogjeni, fosfori, grafiti dhe magnezi. Në cilin rast do të lirohet më shumë nxehtësi?
11. U dogjën vëllime të barabarta të hidrogjenit H 2 dhe acetilenit C 2 H 2. Në cilin proces do të lirohet më shumë nxehtësi dhe sa herë, nëse reaksioni rezulton në formimin e CO 2 (g) dhe H 2 O (l)?
12. Reduktimi aluminotermik i monoksidit të nikelit përshkruhet nga ekuacioni
3NiO (tv) + 2Al (tv) = Al 2 O 3 (tv) + 3Ni (tv)
Duke përdorur vlerat e ∆ N° 298 mostra të reagentëve, llogarit ∆ N° 298 orë. Përcaktoni:
a) ∆ N° 298 orë në kJ për 1 mol Ni; b) ∆ N° 298 orë në kJ për 1 kg Ni;
13. Duke përdorur vlerat e tabelës, përcaktoni ∆ N° 298 xr:
C 2 H 4 (g) + ZO 2 (g) = 2CO 2 (g) + 2H 2 O (l). Çfarë sasie nxehtësie do të lirohet nëse reaksioni përfshin: a) 14 g etilen; b) 112 litra etilen (n.o.).
14. Duke përdorur të dhënat tabelare, llogaritni se sa nxehtësi do të thithet gjatë formimit të 100 kg CaC 2 sipas reaksionit CaO (s) + 3C (grafit) = CaC 2 (s) + CO (g).
15. Entalpia e formimit të klorurit të hidrogjenit është -92,5 kJ/mol. Sa nxehtësi do të lirohet kur 1 litër (n.s.) hidrogjen reagon me klorin?
16. Sa nxehtësi do të lirohet gjatë djegies së 38 g disulfid karboni sipas reaksionit CS 2 (g) + ZO 2 (g) = CO 2 (g) + 2SO 2 (g)?
17. Zbërthimi i fulminatit të merkurit vazhdon sipas ekuacionit
Hg(CNO) 2(tv) = Hg (l) +2СО (g) +N 2(g) , ∆ N° 298 xp = -364 kJ. Përcaktoni vëllimin e gazrave të çliruar dhe sasinë e nxehtësisë gjatë shpërthimit të 1 kg Hg(CNO) 2 në kushte normale.
18. Sa nxehtësi do të lirohet gjatë shpërthimit të 8,4 litrave gaz shpërthyes (përzierje O 2 dhe H 2 në një raport vëllimor 1: 2) në kushtet e ambientit, nëse reaksioni rezulton në formimin e H 2 O (l)?
19. Sa nxehtësi do të lirohet kur nga reaksioni formohet 1 kg silic
SiO 2 (tv) + 2Mg (tv) = 2MgO (tv) + Si (tv) nëse ∆ N° 298 xp = -292 kJ.
20. Sa nxehtësi do të lirohet gjatë bashkëveprimit të 1 litër (n.s.) hidrogjen me fluorin, nëse formimi i 1 g HF (g) shoqërohet me çlirimin e 13,45 kJ nxehtësie?
22. Sa nxehtësi do të lirohet gjatë reduktimit të 8 g CuO me hidrogjen për të formuar H 2 O (g)?
23. Sa nxehtësi do të lirohet gjatë djegies së 112 litrave (n.s.) gaz uji, i përbërë nga vëllime të barabarta hidrogjeni dhe monoksidi i karbonit (II), nëse reaksioni prodhon monoksid karboni (IV) dhe avull uji?
24. Llogaritni sasinë e nxehtësisë që çlirohet gjatë bashkëveprimit të 10 litrave amoniak (nr.) me klorur hidrogjeni sipas reaksionit: NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (s).
25. Përcaktoni ∆ N° 298 formimi i pH 3 me reagim
2PH 3(g) + 4O 2(g) = P 2 O 5(g) + ZN 2 O (g) nëse ∆ N° 298 xp = -2829,74 kJ.
26. Njehsoni ∆ N° 298 formimi i dioksidit të silikonit, nëse për reaksionin SiO 2 (s) + 2Mg (s) = 2MgO (s) + Si (s), ∆ N° 298 xp = -292 kJ.
27. Reaksioni i djegies së alkoolit metil zhvillohet sipas ekuacionit
CH 3 OH (l) + 3/2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (l). Në këtë rast, djegia e 1 mol alkool shoqërohet me çlirimin e 727,4 kJ nxehtësie.
28. Kur digjej një sasi e caktuar n-butan C 4 H 10 (g), lirohet 12,44 kJ nxehtësi. Sa n-butan është djegur: a) gram; b) litra, nëse ∆ N° 298 djegia e kësaj substance është e barabartë me -2882,43 kJ/mol?
29. Kur 80 g Fe 2 O 3 (s) reduktohen nga alumini, lirohet 427,38 kJ nxehtësi. Njehsoni ∆ N° 298 formimi i Fe 2 O 3 (tv).
30. Për të përcaktuar ∆ N° 298 nga formimi i ZnO, 3,25 g zink metalik u dogj në një bombë kalorometrike dhe u lëshua 17,47 kJ nxehtësi. Njehsoni ∆ N° 298 reaksionet e oksidimit të zinkut me oksigjen.
31. Nga djegia e 3,6 g magnez çlirohen 90,5 kJ nxehtësi. Njehsoni ∆ N° 298 formimi i MgO.
32. Djegia e 11 g propan C 3 H 8 liroi 556 kJ nxehtësi. Njehsoni entalpinë e formimit të C 3 H 8 (g).
33. Reaksioni i oksidimit të amoniakut në kushte të caktuara ecën sipas barazimit 4NH 3 (g) + 3O 2 (g) = 2N 2 (g) + 6H 2 O (l).
Formimi i 4,48 litra azotit në nu. shoqëruar me çlirimin e 153.3 kJ nxehtësie. Njehsoni ∆ N° 298 reaksion kimik. Sa nxehtësi lirohet gjatë oksidimit të 1 g amoniak?
34. Formimi i 1 g FeO (sol) shoqërohet me çlirimin e 3,71 kJ nxehtësie. Sa nxehtësi do të lirohet gjatë oksidimit të 1 mol Fe (s) me oksigjen?
35. Njehsoni ∆ N° 298 nga tranzicioni i mëposhtëm: H 2 O (l) = H 2 O (g) bazuar në të dhënat për reaksionet e mëposhtme:
H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) = H 2 O (g), ∆ N° 298 = -242.2 kJ,
H 2 O (l) = 1/2 O 2 (g) + H 2 (g), ∆ N° 298 = +286,2 kJ.
36. Përcaktoni ∆ N° 298 kalimi i squfurit ortorhombik në monoklinik, nëse entalpia e djegies së squfurit ortorhombik është -297,96 kJ/mol, entalpia e djegies së squfurit monoklinik është -300,53 kJ/mol.
37. ∆N° 298 formimi i НI (g) nga I 2 kristalor dhe Н 2 i gaztë është 26 kJ/mol, dhe ∆ N° 298 formimi i НI (g) nga I 2 i gaztë dhe Н 2 është i barabartë me - 5,2 kJ/mol. Njehsoni ∆ N° 298 kalim I 2 (tv) = I 2 (g).
2P (e bardhë) + 3С1 2(g) = 2РС1 3(g) , ∆ N° 298 = -559,4 kJ,
PC1 3 (g) + C1 2 (g) = PC1 5 (g), ∆ N° 298 = -90,50 kJ.
39. Gjeni efektin termik të reaksionit të shndërrimit të 1 mol oksigjen në ozon, nëse 3As 2 O 3 (s) + 3 O 2 (g) = 3 As 2 O 5 (s), ∆. N° 298 = -1170.8 kJ,
3As 2 O 3(tv) + 2O 3 (g) = 3 As 2 O 5(tv) , ∆ N° 298 = -886,2 kJ.
40. Përcaktoni konsumin e nxehtësisë gjatë zbërthimit të 1 kg Na 2 CO 3 (s) me formimin e Na 2 O (s) dhe CO 2 (g), nëse dihet se:
Na 2 CO 3 (tv) + SiO 2 (tv) = Na 2 SiO 3 (tv) + CO 2 (g), ∆ N° 298 = 128,42 kJ,
Na 2 O (tv) + SiO 2 (tv) = Na 2 SiO 3 (tv), ∆ N° 298 = -207,40 kJ.
41. Përdorimi i vlerave të tabelës ∆ G° 298 formimi i substancave, përcaktoni drejtimin e mundshëm të reaksioneve spontane: a) CO 2 (g) + 2H 2 O (l) = CH 4 (g) + 2O 2 (g)
b) 2НВr (g) + С1 2(g) = 2НВr (g) + Вr 2(g).
Pa bërë llogaritje, përcaktoni shenjën e ∆ S° 298 reaksione.
42. Në 25°C, entropia e squfurit ortorhombik është 31,98 J/mol×K dhe entropia e squfurit monoklinik = 32,59 J/mol×K. Entalpitë e djegies së squfurit ortorhombik dhe monoklinik janë përkatësisht -297,32 dhe -297,57 kJ/mol. Përcaktoni ∆ G° 298 orë:
S (diamanti) = S (monokulli). Cili modifikim i squfurit është më i qëndrueshëm në një temperaturë të caktuar?
43. Përcaktoni nëse ky reaksion mund të vazhdojë në drejtimin përpara në kushte standarde
Fe 3 O 4 (tv) + 4H 2 (G) = 3Fe (tv) + 4H 2 O (g)?
44. Prodhimi i gazit të sintezës (përzierje e monoksidit të karbonit (IV) dhe hidrogjenit) kryhet me reaksionin CH 4 (g) + H 2 O (g) = CO (g) + ZH 2 (g). Përcaktoni:
a) është ky reaksion ekzo- ose endotermik;
b) entropia rritet ose zvogëlohet gjatë reaksionit;
c) në cilin drejtim zhvillohet reaksioni spontanisht në kushte standarde?
45. Në cilin drejtim do të vazhdojë reaksioni 2NO 2 (g) = N 2 O 4 (g) spontanisht në kushte standarde dhe në
temperatura +227°C? Cili faktor, entalpia apo entropia, do të jetë vendimtar në temperatura të ulëta dhe të larta?
46. Në cilin drejtim do të vazhdojë ky reaksion spontanisht në temperaturën +1027°C?
CO (g) + H 2 O (g) = CO 2 (g) + H 2 (g).
Cili faktor, entalpia apo entropia, do të jetë vendimtar në temperatura të ulëta dhe të larta?
48. Llogaritni se në çfarë temperature fillon reaksioni i plasaritjes së n-butanit sipas reaksionit C 4 H 10 (g) = C 2 H 6 (g) + C 2 H 4 (g). A është entalpia apo faktori i entropisë përcaktuese në temperatura të ulëta dhe të larta?
49. Bazuar në të dhënat termodinamike për reaksionin
6C (grafit) + 6H 2 (g) = C 6 H 12 (g) përcaktoni:
a) në cilin drejtim do të vazhdojë ky reaksion spontanisht në një temperaturë prej 298 K?
b) a do të jetë faktori entalpi apo entropia vendimtare në këto kushte?
c) a do të nxisë ngrohja ose ftohja një reagim më i plotë përpara?
50. Sipas vlerave të tabeluara të sasive termodinamike të pjesëmarrësve në reaksionet e mëposhtme
C (grafit) + 2H 2 (g) = CH 4 (g),
2C (grafit) + 2H 2 (g) = C 2 H 4 (g),
2C (grafit) + H 2 (g) = C 2 H 2 (g),
përcaktoni:
a) cili nga hidrokarburet mund të merret me sintezë nga substanca të thjeshta në kushte standarde;
b) cili nga hidrokarburet mund të sintetizohet në temperatura të larta;
c) cili hidrokarbur është më rezistent ndaj dekompozimit në 298 K?
51. Shkruani ekuacionet e reaksionit për prodhimin e hidrokarbureve:
CH 4 (g), C 2 H 6 (g), C 3 H 8 (g), C 4 H 10 (g), C 5 H 12 (g) dhe C 6 H 14 (g) nga substanca të thjeshta
(grafit dhe hidrogjen) dhe përdorni vlerat e tabeluara të sasive termodinamike për t'iu përgjigjur pyetjeve:
a) a është e mundur të sintetizohen këto substanca në kushte standarde?
b) si ndryshon qëndrueshmëria e hidrokarbureve në këtë seri?
c) në cilin reaksion do të jetë më i madh ndryshimi i entropisë?
d) si do të ndikojë rritja e temperaturës në mundësinë e përftimit të këtyre substancave?
52. A do të jetë e qëndrueshme kimikisht një përzierje e sulfurit të hidrogjenit dhe oksigjenit t= 25 °C dhe presione të pjesshme të gazit të barabartë me 1 atm, nëse ndërveprimi është i mundur nga reaksioni:
2H 2 S (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 2S (romb)?
53. Njehsoni temperaturën në të cilën kapaciteti oksidues i oksigjenit dhe i klorit do të jetë i njëjtë 4HC1 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 2C1 2 (g). Cili gaz (O 2 ose C1 2) do të shfaqë veti më të forta oksiduese në temperatura të ulëta? A do të jetë faktori entalpi apo entropia vendimtare në temperatura të larta dhe të ulëta?
54. Bazuar në të dhënat termodinamike të reaksionit
ZnO (i ngurtë) + C (grafit) = Zn + CO (g) përcaktojnë:
a) a është e mundur të zvogëlohet ZnO në kushte standarde?
b) rritja apo ulja e temperaturës a do të nxisë një shfaqje më të thellë të këtij reaksioni?
c) në çfarë temperature aktiviteti reduktues i Zn dhe C (grafit) do të jetë i njëjtë?
d) çfarë e shkakton ndryshimin e entropisë gjatë reaksionit?
55. Duke përdorur vlerat tabelore të sasive termodinamike, llogaritni temperaturën në të cilën fillon piroliza e metanit sipas reaksionit:
2CH 4 (g) = C 2 H 4 (g) + 2 H 2 (g).
Cili faktor, entalpia apo entropia, është vendimtar në drejtimin e shfaqjes së këtij reaksioni në temperatura të ulëta dhe të larta?
56. Për reagimet:
ZnS (i ngurtë) + 2HC1 (l) = H 2 S (g) + ZnCl 2 (p), ∆ G° 298 xp = -462,6 kJ,
РbS (s) + 2НС1 (l) = H 2 S (g) + РbС1 2 (р), ∆ G° 298 xp = +31,0 kJ.
tregoni se cili nga sulfidet mund të treten në acid klorhidrik të holluar.
57. Bazuar në të dhënat e mëposhtme:
P (e bardhë) + 3/2Сl 2(g) = PСl 3(g), ∆ G° 298 xp = -286,68 kJ,
P (e bardhë) + 5/2С1 2 (g) = PC1 5 (g), ∆ G° 298 xp = -325,10 kJ.
Përgjigju pyetjeve:
a) a është e mundur të sintetizohen kloruret e fosforit nga substanca të thjeshta në kushte standarde?
6) a do të nxisë një rritje apo ulje e temperaturës reagime më të thella?
c) cili klorur fosfori është më rezistent ndaj dekompozimit?
58. Bazuar në vlerat e ∆ G° 298 xp për reagimet e mëposhtme:
Fe(OH) 2(tv) + l/4O 2(g) + 1/2H 2 O (l) = Fe(OH) 3 (tv), ∆ G° 298 xp = -92,18 kJ,
Co(OH) 2 (tv) + 1/4O 2(g) + 1/2H 2 O (l) = Co(OH) 3(tv), ∆ G° 298 = -23,68 kJ,
Ni(OH) 2 (sol) + 1/4O 2 (g) + 1/2H 2 O (l) = Ni(OH) 3 (sol) , ∆ G° 298 = +22,88 kJ
përcaktoni:
a) cili nga hidroksidet (II) ose (III) të secilit element është më i qëndrueshëm në kushte standarde;
b) cili nga hidroksidet (III) është më i qëndrueshëm në rr. kushtëzuar;
c) cili nga hidroksidet (II) është më rezistent ndaj oksidimit;
d) cila gjendje oksidimi (+2 ose +3) është më tipike për Fe, Co, Ni në rr. konv?
59. Bazuar në të dhënat në dispozicion:
C (grafit) + 2F 2 (g) = CF 4 (g) , ∆ G° 298 xp = -636,04 kJ,
C (grafit) +2 Cl 2 (g) = CCl 4 (g), ∆ G° 298 xp = -60,63 kJ,
C (grafit) +2 Br 2(l) = CBr 4(g) , ∆ G° 298 xp = 66,94 kJ,
C (grafit) + 2I 2(tv) = CI 4(g) ∆ G° 298 xp = 124,86 kJ,
të përcaktojë: a) mundësinë e marrjes së tetrahalideve të karbonit nga substanca të thjeshta në rr. b) ndryshimi i shkallës së afinitetit të halogjeneve për karbonin; c) cili nga tetrahalidet është më i qëndrueshëm në st.konv.
60. Shkruani ekuacionet e reaksionit që korrespondojnë me vlerat e tabeluara të ∆ G° 298 mostra hidride (H 2 E) të elementeve të grupit VI (O, S, Se, Te) dhe nxirrni përfundimet e mëposhtme:
a) si ndryshon aktiviteti kimik i këtyre elementeve në lidhje me hidrogjenin;
b) a është e mundur të sintetizohen këto hidride nga substanca të thjeshta në rr. kushtëzuar;
c) në cilin nga këto reaksione ndryshimi i entropisë do të jetë më i madh?
61. Shkruani ekuacionet e reaksionit që korrespondojnë me vlerat e tabeluara të ∆ G° 298 mostër të halogjeneve të hidrogjenit dhe nxirrni përfundimet e mëposhtme:
a) a është e mundur sintetizimi i këtyre përbërjeve nga substanca të thjeshta në rr. kushtëzuar;
b) si ndryshon stabiliteti relativ i halogjeneve të hidrogjenit në kushte stacionare;
c) cili nga halogjenët shfaq vetitë më të forta oksiduese dhe cili nga halogjenet shfaq veti reduktuese;
d) në cilin reaksion do të jetë më i madh ndryshimi i entropisë?
62. Bazuar në të dhënat e mëposhtme për oksidet e elementeve të grupit VI(B).
CrO 3 MoO 3 WO 3
∆G° 298r, kJ/mol -507 -679 -763
nxirrni një përfundim, si ndryshon qëndrueshmëria e oksideve më të larta të këtyre elementeve në rr.
63. Bazuar në të dhënat e mëposhtme për përbërjet Mn, Tc, Re
Mn 2 O 7 Tc 2 O 7 Re 2 O 7
∆G° 298 arr, kJ/mol -545 -939 -1068
nxirrni një përfundim për qëndrueshmërinë relative të oksideve më të larta d- elementet e grupit VII.
64. Për reaksionet HClO (p) = HCl (p) +1/20 2(g), ∆ G° 298 = -51,5 kJ,
НВrО (р) =НВr (р) +1/20 2(g) , ∆ G° 298 = -21,8 kJ,
НИO (р) =НI (р) +1/20 2(g) , ∆ G° 298 = + 47,8 kJ tregojnë: a) cili acid do të jetë më i qëndrueshëm?
65. Përcaktoni se cili nga oksidet, CO 2, N 2 O 5 ose SO 3, shfaq veti më acidike:
G° 298 xp = -134,0 kJ,
CaO (tv) + N 2 O 5 (g) = Ca(NO 3) 2 (tv) ∆ G° 298 xp = -272.0 kJ,
CaO (tv) + SO 3 (g) = CaSO 4 (tv) , ∆ G° 298 xp = -348,0 kJ.
66. Cili nga oksidet, Na 2 O, CaO ose MgO, shfaq veti bazë më të forta:
CaO (tv) + CO 2 (g) = CaCO 3 (tv), ∆ G° 298 xp = -134,0 kJ,
MgO (tv) + CO 2 (g) = MgCO 3 (tv) , ∆ G° 298 xp = -67,0 kJ,
Na 2 O (tv) + CO 2 (g) = Na 2 CO 3 (tv), ∆ G° 298 xp = -277,0 kJ
67. Për reagimet:
Al 2 O 3(tv) + 3SO 3(g) = Al 2 (SO 4) 3(tv), ∆ G° 298 xp = -380,5 kJ,
ZnO (tv) + SO 3 (g) = ZnSO 4 (tv) , ∆ G° 298 xp = -188,5 kJ
tregojnë se cili oksid shfaq veti bazike më të forta
68. Bazuar në reagimet:
A1 2 O 3(tv) + 3SO 3(g) = Al 2 (SO 4) 3(tv), ∆ G° 298 xp = -380,5 kJ,
A1 2 O 3(tv) + Na 2 O (tv) = 2NaAlO 2(tv) , ∆ G° 298 xp = -199,0 kJ tregojnë:
a) natyra e A1 2 O 3 (bazike, amfoterike ose acidike);
b) cili karakter (acid apo bazik) është më i theksuar?
69.Në bazë të vlerës së ∆ G
2Rb (tv) + 1/2O 2 (g) = Rb 2 O (tv),
2Ag (tv) +1/2O 2 (g) = Ag 2 O (tv),
a) rubidiumi ose argjendi ka një prirje më të madhe për oksigjenin;
b) cili nga oksidet është më i qëndrueshëm?
70. Bazuar në vlerën e ∆ G° 298 për proceset e mëposhtme:
GeO 2(tv) + Ge (tv) = 2GeO (tv) , ∆ G° 298 xp = 41,9 kJ,
SnO 2(tv) + Sn (tv) = 2SnO (tv) , ∆ G° 298 xp = 6,3 kJ,
PbO 2(tv) + Pb (tv) = 2PbO (tv) , ∆ G° 298 xp = -158,8 kJ, tregoni:
a) mundësinë e shfaqjes së reaksioneve në drejtimin përpara;
b) gjendjen më karakteristike të oksidimit të këtyre elementeve.
71. Bazuar në të dhënat e mëposhtme:
Рb (tv) + F 2(g) = PbF 2(tv) , ∆ G° 298 xp = -620,5 kJ,
Рb (tv) + С1 2(g) = РbС1 2(tv) , ∆ G° 298 xp = -314,4 kJ,
Pb (tv) + Br 2(l) = PbBr 2(tv) , ∆ G° 298 xp = -260,78 kJ,
Рb (tv) + I 2(tv) = РbI 2(tv) , ∆ G° 298 xp = -174,01 kJ
Pergjigju pyetjeve ne vazhdim:
a) a është e mundur të sintetizohen halogjenet e plumbit nga substanca të thjeshta?
b) cili nga halogjenët shfaq vetitë më të forta oksiduese?
c) cili prej halogjeneve është më rezistent ndaj zbërthimit?
d) në cilin reaksion ndryshimi i entropisë do të jetë më i vogli?
72. Jepet ∆ G° 298 o6 p (kJ/mol) halogjenet e kaliumit dhe bakrit:
КF (tv) -534,2 CuF (tv) - 231,3
KS1 (i ngurtë) -408.5 CuCl (solv) -119.4
KBr (tv) -379.6 CuBr (tv) -102.2
KI (tv) - 322,6 CuI (tv) -71,2
Shkruani ekuacionet e reaksionit për formimin e halogjeneve që korrespondojnë me këto vlera dhe nxirrni përfundimet e mëposhtme për kushtet standarde:
a) a është e mundur të sintetizohen këto halogjene nga substanca të thjeshta?
b) si ndryshon qëndrueshmëria relative e halogjeneve të kaliumit dhe bakrit?
c) a kanë kaliumi apo bakri veti reduktuese më të forta?
d) cili nga halogjenët ka veti oksiduese më të forta?
e) cili prej halogjeneve ka veti reduktuese më të forta?
73. Bazuar në të dhënat e mëposhtme:
Mg (tv) + 1/2O 2 (g) + H 2 O (l) = Mg (OH) 2 (tv), ∆ G° 298 xp = -598 kJ,
Cu (tv) + 1/2O 2 (g) + H 2 O (l) = Cu (OH) 2 (tv), ∆ G° 298 xp = -120 kJ,
Au (s) + 3/4O 2 (g) +3/2H 2 O (l) = Au(OH) 3(s), ∆ G° 298 xp = 66 kJ
përcaktoni:
a) cilat metale janë në gjendje të oksidohen në kushte standarde?
b) cili nga hidroksidet ka qëndrueshmëri më të madhe?
c) cili metal është reduktuesi më i fuqishëm?
74. Rillogaritni ∆ G° 298 xp për 1 ekuivalent oksid:
Na 2 O (tv) + H 2 O (l) = NaOH (tv), ∆ G° 298 xp = -147,61 kJ,
MgO (s) + H 2 O (l) = Mg(OH) 2 (s), ∆ G° 298 xp = -27,15 kJ,
A1 2 O 3(tv) + ZN 2 O (l) = 2A1(OH) 3(tv), ∆ G° 298 xp = 18,27 kJ
dhe përcaktoni se cili oksid ka vetitë themelore më të forta.
75. Jepet ∆ G° 298 o6 p jodure metalike:
NaI MgI 2 A1I 3
∆G° 298 o6 p (kJ/mol) -285 -360 -314
Shkruani ekuacionet e reaksionit për formimin e jodeve, rillogaritni ∆ G° 298 arr për 1 përbërje ekuivalente dhe nxirrni përfundimet e mëposhtme:
a) si ndryshon rezistenca e jodeve ndaj ngrohjes në një seri të caktuar;
b) si ndryshon aktiviteti reduktues i metaleve të tyre përkatës?
76. Jepet ∆ G° 298 o6 lidhje p R- elementet e grupit V me hidrogjen
∆G° 298 o6 p (kJ/mol) -17 13,39 156
Shkruani ekuacionet e reaksionit për formimin e përbërjeve që korrespondojnë me këto vlera dhe nxirrni përfundimet e mëposhtme:
a) si ndryshon qëndrueshmëria e këtyre përbërjeve;
b) si ndryshon kapaciteti oksidativ i të dhënave? R- elementet;
c) si ndryshon aftësia reduktuese e përbërjeve në këtë seri?
77. Jepet ∆ G° 298 o6 p përbërje jometale
PH 3 (g) H 2 S (g) HC1 (g)
∆G° 298 o6 p (kJ/mol) 13,39 -34 -96
Shkruani ekuacionet e reaksionit për formimin e këtyre përbërjeve dhe nxirrni një përfundim: si ndryshon qëndrueshmëria e këtyre përbërjeve të hidrogjenit?
78. Ndryshimi i entropisë gjatë shkrirjes së 1 mol CH 3 COOH është i barabartë me
40,2 J/mol×K. Pika e shkrirjes së acidit është 16.6°C. Njehsoni nxehtësinë e shkrirjes në J/g dhe J/mol.
79. Nga litiumi në nitrogjen, entropia ndryshon si më poshtë:
Li (sol) Be (sol) B (sol) C (diamant) N 2 (g)
S° 298 (J/mol∙K) 28,07 9,55 5,87 2,83 191,5
d, g/cm 3 në 20°C 0,534 1,848 2,340 3,515 -
Shpjegoni pse entropia fillimisht zvogëlohet, dhe ajo e azotit rritet ndjeshëm?
80. Cili është ndryshimi i entropisë ( S° 298) në tranzicionet fazore të mëposhtme:
a) kur shkrihet 1 mol benzen C 6 H 6, nëse t pl = 5,49°С, dhe ∆ N°pl = 126,54 J/g?
b) kur shkrihet 1 mol alumini në pikën e shkrirjes në t pl = = 660°С, nëse ∆ N°pl = 10,43 kJ/mol?
c) me avullimin e 2 mol klorur etilik C 2 H 5 CI, nëse t kip = = 14,5°C , dhe ∆ N° isp = 377,1 J/g?
d) me avullimin e 2 moleve të oksigjenit të lëngshëm në pikën e vlimit, nëse
t kip = -I93°C, a ∆ N° isp = 6829,7 J/mol?
e) me avullimin e 1.1 mol ujë në 25°C, nëse nxehtësia molare e avullimit në këtë temperaturë është ∆ N° isp = 44,08 kJ/mol?
f) gjatë kalimit të 1 g kuarci (SiO 2) nga β - në α-modifikimin në t= 573°C nëse ∆ N° tranzicioni është i barabartë me 7,54 kJ/mol?;
g) kur shkrihet 1 mol antimon, nëse t pl = 630°С, dhe ∆ N°pl = =20,11 kJ/mol?
h) kur shkrihen 100 g klorur natriumi, kur t= 800 °C nëse ∆ N°pl = 30251 J/mol?
i) kur shkrihet 1 mol akulli, në t° shkrirja nëse ∆ N°pl = = 335,2 J/g?
j) gjatë shkrirjes së 0,05 kg plumb, nëse t pl =327.4°C, dhe ∆ N°pl = =23,04 J/g?
l) me avullimin e 1000 g ujë në 25°C, nëse nxehtësia molare e avullimit në këtë temperaturë është ∆ N° isp = 44,08 kJ/mol?
82. Nxehtësia e avullimit të bromobenzenit në T= 429,8 K është e barabartë me 241 J/g. Përcaktoni ∆ S° me avullimin e 1,25 mol bromobenzen.
83. Ndryshimi i entropisë gjatë shkrirjes së 100 g bakër është 1,28 J/K. Llogaritni nxehtësinë specifike të shkrirjes së bakrit nëse pika e shkrirjes së tij është 1083°C.
PUNE LABORATORIKE ME TEMEN "TERMOKIMIA"
REAKSIONET KIMIKE
Të gjitha proceset spontane shoqërohen gjithmonë me një ulje të energjisë së sistemit.
Kështu, drejtimi i shfaqjes spontane të një procesi në çdo sistem përcaktohet nga një parim më i përgjithshëm - parimi i energjisë minimale të lirë.
Për të karakterizuar proceset që ndodhin në sistemet e mbyllura, u prezantuan funksione të reja të gjendjes termodinamike: a) Energjia e lirë e Gibbs
∆G = ∆H - T∆S(R, T= konst);(17)
b) Energjia e lirë e Helmholcit
∆F = ∆U - T∆S(V,T= konst).(18)
Energjitë e Gibbs-it dhe Helmholtz-it maten në njësi kJ/mol.
Energjia e lirë është pikërisht ajo pjesë e energjisë që mund të shndërrohet në punë (shih ekuacionin 10). Është e barabartë me punën maksimale që mund të bëjë sistemi ∆G = - A Maks.
Në kushte reale A Maks nuk arrihet kurrë, pasi një pjesë e energjisë shpërndahet në mjedis në formën e nxehtësisë, rrezatimit, shpenzohet për tejkalimin e fërkimit etj., gjë që merret parasysh duke futur efikasitetin.
Kështu, 1) vetëm ato procese që çojnë në një ulje të energjisë së lirë të sistemit mund të ndodhin spontanisht; 2) sistemi arrin një gjendje ekuilibri kur ndryshimi në energjinë e lirë bëhet zero.
Llogaritja e ndryshimeve në funksionin Gibbs (Helmholtz), ose energjinë e lirë, bën të mundur nxjerrjen e përfundimeve të paqarta në lidhje me aftësinë e reaksioneve kimike për të ndodhur spontanisht në kushte të caktuara.
Shfaqja e proceseve spontane shoqërohet gjithmonë me një ulje të energjisë së lirë të sistemit (D G< 0 или DF< 0).
Diagramet e energjisë që korrespondojnë me proceset kimike të ndaluara termodinamikisht, ekuilibrit dhe spontan janë paraqitur në Fig. 4.
Δ G, kJ/mol
Produkt ∆ G> 0
termodinamikisht
Procesi i ndaluar
Produkt
Ref. ekuilibri ∆ G= 0
Produkt
∆G< 0
Procesi spontan
koordinata e reagimit X
Oriz. 4. Diagramet energjetike të proceseve kimike termodinamikisht të ndaluara, ekuilibrit dhe spontane
Kushtet për ekuilibrin termodinamik në një sistem të mbyllur në kushte të ndryshme procesi janë:
Izobarike-izotermike ( R= konst, T= konst): Δ G= 0,
Izokorik-izotermik ( V= konst, T= konst): Δ F = 0.
Kështu, kriteri i vetëm për spontanitetin e proceseve kimike është madhësia e ndryshimit në energjinë e lirë të Gibbs (ose Helmholtz), e cila përcaktohet nga dy faktorë: entalpia dhe entropia.
∆G= ∆H- T∆S ;
Δ F = ∆U- T∆S.
Shumica e proceseve kimike janë rezultat i dy faktorëve: 1) dëshira e sistemit për të kaluar në një gjendje me energji më të ulët, e cila është e mundur duke kombinuar grimcat ose duke krijuar grimca me një furnizim më të vogël të energjisë së brendshme (ose entalpi); 2) dëshira e sistemit për të arritur një gjendje me entropi më të lartë, e cila korrespondon me një rregullim më të rastësishëm të grimcave.
Në temperatura të ulëta, kur lëvizja termike e grimcave ngadalësohet, mbizotëron tendenca e parë.
Me rritjen e temperaturës, entropia rritet (shih Fig. 2 dhe 3) dhe tendenca e dytë fillon të mbizotërojë, d.m.th. dëshira për të arritur një gjendje të sistemit që karakterizohet nga çrregullim më i madh.
Në temperatura shumë të larta, asnjë përbërës kimik nuk mund të ekzistojë. Çdo përbërje në këto kushte kalon në një gjendje të gaztë dhe kalbet (shpërndahet) në atome të lira, dhe në temperaturat e plazmës ( T> 10000 K) - në jone, elektrone dhe radikale të lira, që korrespondon me çrregullimin më të madh të sistemit, dhe rrjedhimisht me entropinë maksimale.
Për të përcaktuar se cilët nga faktorët e entalpisë ose entropisë janë përcaktues në kushtet e dhëna të procesit, bëhet një krahasim i vlerave absolute:
÷ ∆ H ÷ > ÷ T∆S÷ – faktori përcaktues është faktori entalpi,
÷ ∆ H ÷ < ÷ T∆S÷ - faktori i entropisë është vendimtar.
Në kimi, vlera e energjisë Gibbs përdoret më shpesh, pasi shumica e proceseve kimike dhe biologjike ndodhin në të hapur ( R= R atm) ose enë të mbyllura me presion konstant ( R ¹ R atm) dhe për këtë arsye në të ardhmen, në mënyrë që të mos përsërisim veten në lidhje me vlerën e Δ F, përveç rasteve kur thuhet në mënyrë specifike, ne do të operojmë me vlerën ∆ G.
Për të përcaktuar drejtimin e një procesi kimik të tipit aA + bB = cC + dD, që ndodh në kushte standarde, vlera Δ G xp mund të llogaritet nga vlerat e Δ H 0 298hr dhe D S 0 298xp duke përdorur nivelin 19. Nëse temperatura e procesit T≠ 298 K, atëherë llogaritja kryhet sipas ekuacionit. 20.
∆G 0 298 xr = D H 0 298 x 298∙D S 0 298h, (19)
∆G 0 T xp ≈ Δ H 0 298 orë - T D S 0 298 orë. (20)
Ju gjithashtu mund të përdorni tabela të funksioneve standarde termodinamike për formimin e substancave Δ G° 298 arr. Në këtë rast Δ G Reaksionet ° 298хр llogariten në mënyrë të ngjashme me Δ N° 298h:
∆G 0 298хр = [s∆ G 0 298obr(C) + d∆ G 0 298obr(D) ] – [a∆ G 0 298 rev(A) + v∆ G 0 298obr (V)]. (21)
Kështu, për të përcaktuar nëse një proces kimik është i mundur apo jo në kushte të caktuara, është e nevojshme të përcaktohet se cila do të jetë shenja e ndryshimeve në energjitë e Gibbs ose Helmholtz.
Shpesh është e nevojshme të përcaktohet temperatura, e quajtur temperatura e përmbysjes, mbi ose nën të cilën një reaksion ndryshon drejtimin e tij. Temperatura e përmbysjes përcaktohet nga kushti i ekuilibrit të reaksionit ∆ G xp = 0.
∆G xp = Δ H xp - T D S xp = 0 (22)
T inv = Δ H xp/D S orë. (23)
SHEMBUJ TË ZGJIDHJES SË PROBLEMEVE
Përcaktoni drejtimin e mundshëm të shfaqjes spontane të procesit kur t= 100°C. Llogaritni temperaturën e përmbysjes.
Si (k) + SiO 2 (k) = 2SiO (k)
Le të llogarisim vlerën e D G° 298 të këtij reaksioni. Le të përdorim të dhënat tabelare
∆ H 0 298, kJ/mol 0 -912 -438
S 0 298 , J/mol∙K 19 42 27
∆N 0 298 xp = = 36 kJ;
∆ S 0 298 хр = = -7 J/K;
∆ G° хр = ∆ H 0 298 Hr - T∆S 0 298 хр =36 - 373×(-7)×10 -3 = 38,6 kJ.
Mund të shihet se vlera ∆ G° xp është pozitiv dhe në 373 K reaksioni nuk mund të vazhdojë në drejtimin përpara. Prandaj, SiO 2 është i qëndrueshëm në kushte standarde.
Për të zbuluar nëse kalimi i SiO 2 në SiO është i mundur në parim në çdo temperaturë tjetër, është e nevojshme të llogaritet temperatura e përmbysjes në të cilën sistemi është në një gjendje ekuilibri termodinamik, d.m.th. në kushtet kur ∆ G = 0.
T inv = ∆ H° 298 xr /∆ S° 298 xp = 36/(-7,10 -3)= -5143 K.
Nuk ka temperaturë negative në shkallën absolute të temperaturës dhe, për rrjedhojë, në asnjë rrethanë nuk është i mundur kalimi i dioksidit të silikonit në oksid silikoni.
Fe 3 O 4 (k) + 4H 2 (g) = 3Fe (k) + 4H 2 O (g)
∆N° 298 arr, kJ/mol -1118 0 0 -241,8
Në përputhje me përfundimin e ligjit të Hess-it, ndryshimi në entalpinë e procesit është i barabartë me:
∆N° 298 xp = 4∆ N° 298 arr (H 2 O) – ∆ N° 298 arr (Fe 3 O 4) = 4 (-241,8) - (-1118) = 150,8 kJ
Ndryshimi në entalpinë e reaksionit në këtë rast llogaritet për 3 mol hekur, d.m.th. për 3 mol ∙ 56 g/mol = 168 g.
Ndryshimi i entalpisë gjatë marrjes së 1 kg hekur përcaktohet nga marrëdhënia:
168 g Fe - 150,8 kJ;
1000 g Fe - X kJ;
Nga këtu X= 897 kJ.
Përcaktoni kufirin e sipërm të temperaturës në të cilin mund të ndodhë formimi i peroksidit të bariumit sipas reagimit:
2BaO (k) + O 2 (g) = 2BaO 2 (k)
Ndryshimet në entalpinë dhe entropinë e reagimit të formimit të peroksidit të bariumit kanë këto kuptime:
∆N° 298 xp = 2∆ N° 298 arr (BaO 2) - (2∆ N° 298 arr (BaO) + ∆ N° 298 arr (O 2))
∆N° 298 хр = -634,7∙2 - (-553,9∙2 + 0) = -161,6 kJ
∆S° 298 xp = 2 S° 298 arr (BaO 2) – (2 S° 298 arr (BaO) + S° 298 arr (O 2))
Seksioni II. zgjidhjet dhe ekuilibrat heterogjenë
Konceptet dhe përkufizimet bazë
Substancat që formojnë një sistem termodinamik mund të jenë në gjendje të ndryshme grumbullimi: të gazta, të lëngëta, të ngurta.
Një sistem termodinamik brenda të cilit nuk ka ndërfaqe që ndajnë pjesë të sistemit që janë të ndryshme qoftë në strukturën fizike ose në vetitë kimike quhet homogjene.
Një sistem termodinamik i përbërë nga pjesë me veti të ndryshme fizike ose kimike, të ndara nga njëra-tjetra me ndërfaqe, quhet heterogjene.
Çdo sistem heterogjen përbëhet nga disa faza.
Faza- ky është pjesë e një sistemi heterogjen, i kufizuar nga ndërfaqja dhe i karakterizuar nga të njëjtat veti fizike dhe kimike në të gjitha pikat.
Ka njëfazor, dyfazor, trefazor, etj. sistemeve.
Çdo sistem përbëhet nga një ose më shumë substanca të quajtura komponentë.
Komponentët– substanca individuale që përbëjnë sistemin dhe që mund të izolohen nga sistemi dhe të ekzistojnë jashtë tij.
Numri komponentë të pavarurështë numri më i vogël i substancave individuale të nevojshme për të formuar një sistem të caktuar. Është e barabartë me numrin total të substancave individuale të përfshira në një sistem të caktuar, minus numrin e ekuacioneve që lidhin këto substanca.
Në bazë të numrit të komponentëve dallohen njëkomponent, dykomponent, trekomponent etj. sistemeve.
Çdo sistem karakterizohet nga parametra të gjendjes së jashtme dhe të brendshme.
Numri i parametrave të pavarur termodinamikë të një sistemi të caktuar, ndryshimi derivat i të cilëve, brenda kufijve të caktuar, nuk shkakton zhdukjen e disa dhe formimin e fazave të tjera quhet numri i shkallëve termodinamike të lirisë, ose ndryshueshmëria, sistemeve.
Në bazë të numrit të shkallëve termodinamike të lirisë, sistemet ndahen në invariante ( ME= 0), monovariant ( ME= 1), divariant ( ME= 2), etj.
Zgjidhjeështë një sistem homogjen njëfazor i përbërë nga të paktën dy përbërës të pavarur, secili vëllim elementar i të cilit ka të njëjtat veti fizike, kimike dhe termodinamike.
Tretës Zakonisht konsiderohet një substancë, sasia e së cilës në një tretësirë është më e madhe ose e cila nuk ndryshon gjendjen e grumbullimit gjatë formimit të një tretësire, përbërësit e mbetur quhen i tretur.
Ka të ngurta, të lëngëta dhe të gazta perfekte Dhe reale Zgjidhjet.
Ideale Një zgjidhje quhet e tillë që të gjithë përbërësit karakterizohen nga e njëjta formë dhe madhësi e molekulave dhe e njëjta energji e ndërveprimeve ndërmolekulare.
Zgjidhjet ideale janë mjaft të rralla. Këto janë përzierje homogjene të substancave me veti të ngjashme fizike dhe kimike. Për shembull, përzierjet e izomerëve optikë, anëtarë fqinjë të së njëjtës seri homologe. Modeli i një zgjidhjeje ideale të gazit është një përzierje e gazrave idealë. Zgjidhjet ideale shpesh përfshijnë solucione të holluara pafundësisht.
Shumica e zgjidhjeve janë reale.
Reale tretësirat janë tretësirat përbërësit e të cilave ndryshojnë ose në formë ose madhësi ose në energjinë e ndërveprimeve ndërmolekulare.
Të gjitha vetitë e zgjidhjeve ndahen në të gjerë Dhe intensive.
I gjerë vetitë - vetitë që varen si nga masa totale e tretësirës ashtu edhe nga përbërja e tij, për shembull V, U, H, G, S, C fq.
Këto veti lidhen me të gjithë zgjidhjen në tërësi, dhe jo me përbërësit e saj individualë.
Intensive vetitë janë veti që varen vetëm nga përbërja e tretësirës dhe nuk varen nga masa e tij totale, për shembull, presioni i avullit të ngopur.
Për të karakterizuar zgjidhjet përdorin nishanet mesatare Dhe nishane të pjesshme Vetitë.
Vetia mesatare molare– veti e gjerë e 1 mol tretësirë.
Për shembull, vëllimi mesatar molar mund të llogaritet duke përdorur formulën:
Ku n 1 , n 2 , n 3,... – numri i nishaneve të të parës, të dytës, të tretës etj. komponentët.
Veti molare e pjesshme Komponenti i th është derivati i pjesshëm i vetive të gjera të tretësirës në lidhje me numrin e moleve të këtij komponenti ( n i) me një sasi konstante të të gjithë komponentëve të tjerë dhe parametrave të jashtëm ( R Dhe T).
Vetia molare e pjesshme është një karakteristikë e një komponenti individual të sistemit, d.m.th. është një veti intensive e tretësirës.
Për shembull, vëllimi i pjesshëm molar i Komponenti i th është derivati i pjesshëm
.
- a) Në një sistem të izoluar, vetëm proceset me një rritje të entropisë ndodhin spontanisht. S > 0 - procesi është i mundur, S
- b) Kur shkëmbimi i nxehtësisë me mjedisin është i mundur, kjo nuk është më plotësisht e vërtetë. Proceset ekzotermike me një ulje të S janë të mundshme, për shembull, kristalizimi i një lëngu, kondensimi i avullit. Prandaj, fillimisht u prezantua kriteri Berthelot: vetëm proceset ekzotermike ndodhin spontanisht, domethënë proceset me ulje të U ose H. Ky kriter shpesh justifikohet në temperatura të ulëta. Në të vërtetë, është më e lehtë të humbësh energji sesa ta fitosh atë. Një analogji e thjeshtë mekanike: një objekt mbi tavolinë ka më shumë energji potenciale sesa në dysheme, ai mund të rrokulliset dhe të bjerë në dysheme në mënyrë spontane, por nuk mund të kërcejë vetë nga dyshemeja në tavolinë. Por megjithatë, ky kriter nuk është plotësisht i saktë. Proceset endotermike janë gjithashtu të mundshme, për shembull, avullimi i lëngut.
Të dy tendencat funksionojnë njëkohësisht - dëshira për një minimum energjie (U ose H) dhe dëshira për një maksimum çrregullimi (S). Ne kemi nevojë për kritere që marrin parasysh të dy tendencat në të njëjtën kohë. Këto kritere janë:
Energjia e Helmholcit F = U - TS për proceset izokorik-izotermike dhe energjia e Gibbs-it G = H - TS = U + pV - TS = F + pV - për izobarike-izotermale.
Në literaturën e vjetër quhen edhe potenciale termodinamike (izokorik-izotermike dhe izobarike-izotermale), si dhe energji të lira të Helmholcit dhe Gibbs-it.
Ekziston një analogji më e drejtpërdrejtë me energjinë potenciale mekanike: makrotrupat spontanisht rrotullohen në një vrimë, në një minimum të energjisë potenciale, dhe sistemet fiziko-kimike - në një minimum të potencialit termodinamik.
Në kushte izokorik-izotermike, vetëm proceset me ulje të F ndodhin spontanisht: F< 0 - процесс возможен, F >0 - procesi është i pamundur. Kur F arrin një minimum, ndodh ekuilibri.
Në mënyrë të ngjashme, në kushte izobarike-izotermike, vetëm proceset me ulje të G ndodhin spontanisht.
G=H-TS< 0 - условие самопроизвольного протекания процесса в изобарно-изотермических условиях. Возможны четыре варианта (рис. 5):
- 1) H > 0, S
Nëse T 0, atëherë parimi i G H dhe Berthelot është i vlefshëm. Në këtë rast, procesi i drejtpërdrejtë mund të vazhdojë, por procesi i kundërt jo.
Nëse T, atëherë G-TS, dhe drejtimi i procesit përcaktohet nga rritja e entropisë. Në këtë rast, mund të ndodhë vetëm procesi i kundërt.
4) N< 0, S < 0. Случай, обратный предыдущему. Процесс идёт самопроизвольно лишь при высоких температурах.
Por ku është kufiri midis temperaturave "të ulëta" dhe "të larta"? Kjo varet nga raporti i H dhe S. Temperatura në të cilën proceset e përparme dhe të kundërta janë njëlloj të mundshme (G = 0): T 0 = H/S.
Nën këtë temperaturë, ekuilibri zhvendoset drejt reaksionit ekzotermik, sipër - drejt atij endotermik. Në formë cilësore, kjo njihet si një version i veçantë i parimit të Le Chatelier. Natyrisht, me shenja të ndryshme të H dhe S, një temperaturë e tillë nuk mund të ekzistojë.
Demonstrimi: zbërthimi i kthyeshëm i NH 4 Cl NH 3 + HCl dhe zbërthimi i pakthyeshëm i (NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 2H 2 O. Shenja e S është e dukshme nga lëshimi i gazeve, Shenja e H në rastin e dytë është gjithashtu e dukshme - vetë-ngrohja.
Pyetje. Si ndryshojnë H, S dhe G gjatë reaksionit BaCl 2 (p-p) + H 2 SO 4 (p-p) > BaSO 4 (i ngurtë) + 2HCl (p-p) në kushte izobarike-izotermike? në një sistem të izoluar? Procesi ndodh spontanisht, që do të thotë në kushte izobarike-izotermike G< 0. Но образование кристаллов позволяет утверждать, что S < 0. Тогда однозначно Н < 0. Будет ли Н < 0 в изолированной системе? Нет, Н = 0, т.к. нет теплообмена.
Sistemi nuk mund të lëshojë nxehtësi në mjedis, kështu që temperatura rritet. Por nëse procesi vazhdon spontanisht, atëherë S > 0. Por a mund të ndodhë kristalizimi me një rritje të entropisë?
Kristalizimi nuk ka gjasa, por tretësira nxehet dhe rritja e entropisë së saj tejkaloi uljen e entropisë nga kristalizimi. Këtu G = - TS< 0.
Për F, G dhe S, si dhe për U, H, ligji i Hess është i vlefshëm.
