Termodynamisk tillatte reaksjoner som de betraktede kan bare forekomme under visse forhold. For eksempel, etter antennelse, kombineres kull eller svovel spontant med oksygen; hydrogen reagerer lett med klor når temperaturen stiger eller når det utsettes for ultrafiolett lys; en blanding av hydrogen og oksygen (eksplosiv gass) eksploderer når den antennes eller når en katalysator tilsettes. Hvorfor krever alle disse reaksjonene spesielle påvirkninger som oppvarming, bestråling og virkningen av katalysatorer? Kjemisk termodynamikk svarer ikke på dette spørsmålet. Samtidig er det for praktiske formål veldig viktig å vite om en gitt reaksjon vil finne sted i løpet av et sekund, om et år eller over mange årtusener.
Erfaring viser at hastigheten på ulike reaksjoner kan variere sterkt. Mange reaksjoner skjer nesten umiddelbart i vandige løsninger. Således, når et overskudd av syre tilsettes en alkalisk løsning av karmosinrødt fenolftalein, blir løsningen øyeblikkelig misfarget, noe som betyr at nøytraliseringsreaksjonen, samt reaksjonen med å konvertere den fargede formen av indikatoren til en fargeløs, fortsett veldig raskt. Oksydasjonsreaksjonen av en vandig løsning av kaliumjodid med atmosfærisk oksygen går mye langsommere: den gule fargen på reaksjonsproduktet jod vises først etter lang tid. Korrosjonsprosesser av jern og spesielt kobberlegeringer, samt mange andre prosesser, skjer sakte.
Hastighetsforutsigelse kjemisk reaksjon, i tillegg til å belyse avhengigheten av denne hastigheten på reaksjonsforholdene er en av de viktige oppgavene til kjemisk kinetikk, en vitenskap som studerer reaksjonsmønstrene over tid. Ikke mindre viktig er den andre oppgaven som står overfor kjemisk kinetikk - studiet av mekanismen for kjemiske reaksjoner, det vil si den detaljerte transformasjonsbanen utgangsmaterialer til reaksjonsprodukter.
Hastighetsreaksjon. Den enkleste måten å bestemme hastigheten på er for en reaksjon som skjer mellom gassformige eller flytende reagenser i en homogen (homogen) blanding i et kar med konstant volum. I dette tilfellet er reaksjonshastigheten definert som endringen i konsentrasjonen av noen av stoffene som deltar i reaksjonen (det kan være startstoffet eller reaksjonsproduktet) per tidsenhet. Denne definisjonen kan skrives som et derivat: v = d c/d t, Hvor v reaksjonshastighet; t tid, c konsentrasjon. Denne hastigheten er lett å bestemme om det er eksperimentelle data om avhengigheten av konsentrasjonen av stoffet på tid. Ved å bruke disse dataene kan du konstruere en graf som kalles en kinetisk kurve. Reaksjonshastighet inn gitt poeng Den kinetiske kurven bestemmes av stigningen til tangenten på det punktet. Å bestemme helningen til en tangent innebærer alltid en feil. Den initiale reaksjonshastigheten er mest nøyaktig bestemt, siden den kinetiske kurven først er vanligvis nær en rett linje; dette gjør det lettere å tegne en tangent ved startpunktet til kurven.Hvis tid måles i sekunder, og konsentrasjon i mol per liter, måles reaksjonshastigheten i enheter av mol/(l)
· Med). Dermed avhenger ikke reaksjonshastigheten av volum reaksjonsblanding: under samme forhold vil det være det samme både i et lite reagensrør og i en storskala reaktor.Verdi d
t er alltid positivt, mens tegnet på d c avhenger av hvordan konsentrasjonen endres over tid: den avtar (for utgangsstoffer) eller øker (for reaksjonsprodukter). For å sikre at reaksjonshastigheten alltid forblir en positiv verdi, plasseres et minustegn foran derivatet for utgangsstoffer: v = d c/d t . Hvis reaksjonen skjer i gassfasen, brukes ofte trykk i stedet for konsentrasjonen av stoffer i hastighetsligningen. Hvis gassen er nær ideell, så trykket R er relatert til konsentrasjon med en enkel ligning: p = cRT. Under reaksjonen forskjellige stoffer kan konsumeres og dannes med forskjellige hastigheter, i samsvar med koeffisientene i den støkiometriske ligningen ( cm. STOKIOMETRI), derfor bør disse koeffisientene tas i betraktning når man bestemmer hastigheten til en spesifikk reaksjon. For eksempel i syntesereaksjonen av ammoniakk 3H 2 + N2® 2NH 3 Hydrogen forbrukes 3 ganger raskere enn nitrogen, og ammoniakk akkumuleres 2 ganger raskere enn nitrogen forbrukes. Derfor er hastighetsligningen for denne reaksjonen skrevet som følger: v = 1/3 d s(H2)/d t= d s(N 2)/d t= +1/2d s(NH3)/d t . I generell sak hvis reaksjonen er støkiometrisk, dvs. fortsetter nøyaktig i samsvar med den skrevne ligningen: aA + b B® cC + dD, hastigheten bestemmes som v = (1/a)d[A]/d t= (1/b)d[B]/d t= (1/c)d[C]/d t= (1/d)d[D]/d t (firkantede parenteser brukes for å indikere den molare konsentrasjonen av stoffer). Dermed er hastighetene for hvert stoff strengt relatert til hverandre, og etter å ha bestemt eksperimentelt hastigheten for enhver deltaker i reaksjonen, er det lett å beregne den for et hvilket som helst annet stoff.De fleste reaksjoner som brukes i industrien er heterogene-katalytiske. De forekommer ved grenseflaten mellom den faste katalysatoren og gass- eller væskefasen. I grensesnittet mellom to faser oppstår også reaksjoner som brenning av sulfider, oppløsning av metaller, oksider og karbonater i syrer og en rekke andre prosesser. For slike reaksjoner avhenger hastigheten også av størrelsen på grensesnittet, derfor er hastigheten på en heterogen reaksjon ikke relatert til en enhetsvolum, men til en enhetsoverflateareal. Mål overflaten som reaksjonen skjer på
Det er ikke alltid lett.Hvis en reaksjon skjer i et lukket volum, er hastigheten i de fleste tilfeller maksimal i det første øyeblikket (når konsentrasjonen av utgangsstoffene er maksimal), og deretter, ettersom startreagensene omdannes til produkter og følgelig, deres konsentrasjon synker, reaksjonshastigheten synker. Det er også reaksjoner der hastigheten øker med tiden. For eksempel, hvis en kobberplate er nedsenket i en løsning av ren salpetersyre, vil reaksjonshastigheten øke over tid, noe som er lett å observere visuelt. Prosessene med oppløsning av aluminium i alkaliske løsninger, oksidasjon av mange organiske forbindelser med oksygen og en rekke andre prosesser akselererer også over tid. Årsakene til denne akselerasjonen kan være forskjellige. Dette kan for eksempel skyldes fjerning av en beskyttende oksidfilm fra metalloverflaten, eller gradvis oppvarming av reaksjonsblandingen, eller akkumulering av stoffer som akselererer reaksjonen (slike reaksjoner kalles autokatalytiske).
I industrien utføres reaksjoner vanligvis ved kontinuerlig tilførsel av utgangsmaterialer inn i reaktoren og fjerning av produkter. Under slike forhold er det mulig å oppnå en konstant kjemisk reaksjonshastighet. Fotokjemiske reaksjoner foregår også med konstant hastighet, forutsatt at det innfallende lyset er fullstendig absorbert ( cm. FOTOKEMISKE REAKSJONER).
Begrensende stadium av reaksjonen. Hvis en reaksjon utføres gjennom sekvensielle stadier (ikke nødvendigvis alle er kjemiske) og ett av disse stadiene krever mye mer tid enn de andre, det vil si at det går mye langsommere, kalles dette stadiet begrensende. Det er dette tregeste stadiet som bestemmer hastigheten på hele prosessen. La oss som et eksempel se på den katalytiske reaksjonen av ammoniakkoksidasjon. Det er to mulige begrensningstilfeller her.1. Strømmen av reaktantmolekyler, ammoniakk og oksygen, til overflaten av katalysatoren (fysisk prosess) skjer mye langsommere enn selve den katalytiske reaksjonen på overflaten. Så, for å øke dannelseshastigheten til målproduktet, nitrogenoksid, er det fullstendig ubrukelig å øke effektiviteten til katalysatoren, men man må passe på å akselerere tilgangen til reagensene til overflaten.
2. Tilførselen av reagenser til overflaten skjer mye raskere enn selve den kjemiske reaksjonen. Det er her det er fornuftig å forbedre katalysatoren, velg optimale forhold for en katalytisk reaksjon, siden det begrensende stadiet i i dette tilfellet er en katalytisk reaksjon på overflaten.
Kollisjonsteori. Historisk sett var den første teorien som kjemiske reaksjonshastigheter kunne beregnes på grunnlag av kollisjonsteorien. Det er klart, for at molekyler skal reagere, må de først kollidere. Det følger at reaksjonen bør gå raskere, jo oftere molekylene til utgangsstoffene kolliderer med hverandre. Derfor vil hver faktor som påvirker frekvensen av kollisjoner mellom molekyler også påvirke reaksjonshastigheten. Noen viktige lover angående kollisjoner mellom molekyler ble oppnådd på grunnlag av den molekylære kinetiske teorien om gasser.I gassfasen beveger molekyler seg med høye hastigheter (hundrevis av meter per sekund) og kolliderer veldig ofte med hverandre. Frekvensen av kollisjoner bestemmes først og fremst av antall partikler per volumenhet, det vil si konsentrasjon (trykk). Frekvensen av kollisjoner avhenger også av temperatur (når den øker, beveger molekyler seg raskere) og av størrelsen på molekyler (store molekyler kolliderer oftere med hverandre enn små). Konsentrasjon har imidlertid en mye sterkere effekt på kollisjonsfrekvensen. På romtemperatur og atmosfærisk trykk, opplever hvert mellomstort molekyl flere milliarder kollisjoner per sekund.
® C mellom to gassformige forbindelser A og B, forutsatt at en kjemisk reaksjon oppstår når reaktantmolekyler kolliderer. La det være en blanding av reagenser A og B i like konsentrasjoner i en liter kolbe ved atmosfærisk trykk. Det vil være 6 totalt i kolben· 10 23 /22,4 = 2,7 · 10 22 molekyler, hvorav 1,35· 10 22 molekyler av stoff A og samme antall molekyler av stoff B. La hvert molekyl A oppleve 10 i 1 s 9 kollisjoner med andre molekyler, hvorav halvparten (5· 10 8 ) oppstår i kollisjoner med molekyler B (kollisjoner A + A fører ikke til reaksjon). Da oppstår totalt 1,35 i kolben på 1 s· 10 22 · 5 · 10 8 ~ 7 · 10 30 kollisjoner av molekylene A og B. Selvfølgelig, hvis hver av dem førte til en reaksjon, ville det skje umiddelbart. Mange reaksjoner går imidlertid ganske sakte. Fra dette kan vi konkludere med at bare en liten brøkdel av kollisjoner mellom reaktantmolekyler fører til interaksjon mellom dem.For å lage en teori som ville tillate en å beregne reaksjonshastigheten basert på den molekylære kinetiske teorien om gasser, var det nødvendig å kunne beregne totalt antall kollisjoner av molekyler og andelen "aktive" kollisjoner som fører til reaksjoner. Det var også nødvendig å forklare hvorfor hastigheten på de fleste kjemiske reaksjoner øker sterkt med økende temperatur hastigheten til molekylene og frekvensen av kollisjoner mellom dem øker litt med temperaturen proporsjonalt
, det vil si bare 1,3 ganger med en temperaturøkning fra 293 K (20° C) opp til 373 K (100 ° C), mens reaksjonshastigheten kan øke tusenvis av ganger.Disse problemene ble løst basert på kollisjonsteori som følger. Under kollisjoner utveksler molekyler kontinuerlig hastigheter og energier. Som et resultat av en "vellykket" kollisjon kan et gitt molekyl således øke hastigheten merkbart, mens det i en "mislykket" kollisjon nesten kan stoppe (en lignende situasjon kan observeres i eksemplet med biljardballer). Ved normalt atmosfærisk trykk skjer kollisjoner, og derfor endringer i hastighet, med hvert molekyl milliarder av ganger per sekund. I dette tilfellet er hastighetene og energiene til molekylene stort sett gjennomsnittet. Hvis vi på et gitt tidspunkt "forteller" molekyler med visse hastigheter i et gitt volum gass, viser det seg at en betydelig del av dem har en hastighet nær gjennomsnittet. Samtidig har mange molekyler en hastighet som er mindre enn gjennomsnittet, og noen beveger seg med høyere hastigheter enn gjennomsnittet. Når hastigheten øker, reduseres andelen av molekyler som har en gitt hastighet raskt. I følge kollisjonsteorien reagerer bare de molekylene som når de kolliderer har en tilstrekkelig høy hastighet (og derfor en stor tilførsel av kinetisk energi). Denne antagelsen ble gjort i 1889 av en svensk kjemiker Svante Arrhenius
. Aktiveringsenergi. Arrhenius introduserte i bruk av kjemikere det svært viktige konseptet aktiveringsenergi ( E a ) dette er minimumsenergien som et molekyl (eller et par reagerende molekyler) må ha for å gå inn i en kjemisk reaksjon. Aktiveringsenergi måles vanligvis i joule og refereres ikke til ett molekyl (dette er en veldig liten verdi), men til et mol av et stoff og uttrykkes i enheter av J/mol eller kJ/mol. Hvis energien til de kolliderende molekylene er mindre enn aktiveringsenergien, vil ikke reaksjonen finne sted, men hvis den er lik eller større, vil molekylene reagere.Aktiveringsenergier for forskjellige reaksjoner bestemmes eksperimentelt (fra reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur). Aktiveringsenergien kan variere over et ganske bredt område, fra enheter til flere hundre kJ/mol. For eksempel for reaksjonen 2NO
2® N2O4 aktiveringsenergien er nær null for 2H-reaksjonen 202® 2H20 + O2 i vandige løsninger E a = 73 kJ/mol, for termisk dekomponering av etan til etylen og hydrogen E a = 306 kJ/mol.Aktiveringsenergien til de fleste kjemiske reaksjoner overstiger betydelig den gjennomsnittlige kinetiske energien til molekyler, som ved romtemperatur bare er omtrent 4 kJ/mol og til og med ved en temperatur på 1000
° C ikke overstiger 16 kJ/mol. Derfor, for å reagere, må molekyler vanligvis ha en hastighet som er mye større enn gjennomsnittet. For eksempel i tilfelle E a = 200 kJ/mol kolliderende molekyler med liten molekylvekt bør ha en hastighet i størrelsesorden 2,5 km/s (aktiveringsenergien er 25 ganger større enn gjennomsnittsenergien til molekyler ved 20° MED). Og dette er generell regel: For de fleste kjemiske reaksjoner er aktiveringsenergien betydelig høyere enn den gjennomsnittlige kinetiske energien til molekylene.Sannsynligheten for at et molekyl akkumulerer stor energi som et resultat av en serie kollisjoner er svært liten: en slik prosess krever et kolossalt antall suksessive "vellykkede" kollisjoner, som et resultat av at molekylet bare får energi uten å miste den . Derfor, for mange reaksjoner, har bare en liten brøkdel av molekylene tilstrekkelig energi til å overvinne barrieren. Denne andelen, i samsvar med Arrhenius-teorien, bestemmes av formelen:
en = e E en/ RT= 10 E a/2.3 RT~10 E a/19 T, hvor R = 8,31 J/(mol. TIL). Av formelen følger det at andelen molekyler med energi E a , samt andelen aktive kollisjoner en , veldig sterkt avhengig av både aktiveringsenergien og temperaturen. For eksempel for en reaksjon med E a = 200 kJ/mol ved romtemperatur ( T~ 300 K) andelen aktive kollisjoner er ubetydelig: en = 10 200 000/(19 , 300) ~ 10 35. Og hvis hvert sekund i fartøyet er 7· 10 30 kollisjoner av molekylene A og B, er det klart at reaksjonen ikke vil finne sted.Hvis du dobler den absolutte temperaturen, dvs. varm blandingen til 600 K (327 ° C); Samtidig vil andelen aktive kollisjoner øke kraftig:
en = 10 200 000/(19 , 600) ~ 4·10 18 . Dermed økte en 2-dobling av temperaturen andelen aktive kollisjoner med 4 10 17 en gang. Nå er hvert sekund av totalen omtrent 7 10 30 kollisjoner vil føre til en reaksjon 7 10 30 4 10 18 ~ 3 10 13 . En reaksjon der 3 10 13 molekyler (av ca. 10 22 ), selv om det er veldig sakte, går det fortsatt. Til slutt, ved en temperatur på 1000 K (727 ° C) a ~ 3·10 11 (av hver 30 milliarder kollisjoner av et gitt reaktantmolekyl, vil en resultere i en reaksjon). Dette er allerede mye, siden i 1 s 7 10 30 3 10 11 = 2 10 20 molekyler, og en slik reaksjon vil finne sted om noen få minutter (med tanke på reduksjonen i frekvensen av kollisjoner med en reduksjon i konsentrasjonen av reagenser).Nå er det klart hvorfor økning av temperaturen kan øke hastigheten på en reaksjon så mye. Gjennomsnittshastigheten (og energien) til molekyler øker litt med økende temperatur, men andelen "raske" (eller "aktive") molekyler som har tilstrekkelig bevegelseshastighet eller tilstrekkelig vibrasjonsenergi til at en reaksjon kan skje, øker kraftig.
Beregning av reaksjonshastigheten, tatt i betraktning det totale antall kollisjoner og andelen aktive molekyler (dvs. aktiveringsenergi), gir ofte tilfredsstillende samsvar med eksperimentelle data. For mange reaksjoner viser imidlertid den eksperimentelt observerte hastigheten å være mindre enn den som er beregnet av kollisjonsteori. Dette forklares av det faktum at for at en reaksjon skal oppstå, må kollisjonen være vellykket ikke bare energimessig, men også "geometrisk", det vil si at molekylene må være orientert på en bestemt måte i forhold til hverandre i kollisjonsøyeblikket. . Når man beregner reaksjonshastigheter ved bruk av kollisjonsteori, tas altså i tillegg til energifaktoren også den steriske (romlige) faktoren for en gitt reaksjon i betraktning.
Arrhenius-ligningen. Reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur er vanligvis beskrevet av Arrhenius-ligningen, som i sin enkleste form kan skrives som v = v 0 a = v 0 e E en/ RT , Hvor v 0 hastigheten som reaksjonen ville ha ved null aktiveringsenergi (faktisk er dette frekvensen av kollisjoner per volumenhet). Fordi det v 0 svakt avhenger av temperatur, alt bestemmes av den andre faktoren eksponentiell: med økende temperatur øker denne faktoren raskt, og jo raskere jo høyere aktiveringsenergi E EN. Denne avhengigheten av reaksjonshastigheten av temperatur kalles Arrhenius-ligningen, den er en av de viktigste innen kjemisk kinetikk. For å tilnærme effekten av temperatur på reaksjonshastigheten, brukes noen ganger den såkalte "van't Hoff-regelen" ( cm. Van't Hoffs regel).Hvis en reaksjon følger Arrhenius-ligningen, bør logaritmen til dens hastighet (målt for eksempel i det første øyeblikket) lineært avhenge av den absolutte temperaturen, det vil si plottet av ln
v fra 1/ T må være grei. Hellingen på denne linjen lik energi reaksjonsaktivering. Ved å bruke en slik graf kan du forutsi hva reaksjonshastigheten vil være ved en gitt temperatur eller ved hvilken temperatur reaksjonen vil foregå med en gitt hastighet. Noen praktiske eksempler ved å bruke Arrhenius-ligningen.1. Emballasjen til et frossent produkt sier at det kan oppbevares på kjøleskapshylle (5°C) i 24 timer, i en fryser merket med én stjerne (6°C) i en uke, to stjerner (12°C) i en måned, og i en fryser med et ***-symbol (som betyr at temperaturen i den er 18 °C) 3 måneder. Forutsatt at frekvensen av produktødeleggelse er omvendt proporsjonal med den garanterte holdbarheten
t xp, i l-koordinater t хр , 1/ T får vi, i samsvar med Arrhenius-ligningen, en rett linje. Fra den kan du beregne aktiveringsenergien til biokjemiske reaksjoner som fører til ødeleggelse av et gitt produkt (ca. 115 kJ/mol). Fra samme graf kan du finne ut til hvilken temperatur produktet må avkjøles slik at det kan lagres for eksempel 3 år; det viser seg å være 29°C.2. Fjellklatrere vet at i fjellet er det vanskelig å koke et egg, eller generelt mat som krever mer eller mindre lang koking. Kvalitativt er årsaken til dette klar: med en nedgang atmosfærisk trykk Vannets kokepunkt synker. Ved å bruke Arrhenius-ligningen kan du beregne hvor lang tid det vil ta for eksempel å hardkoke et egg i Mexico City, som ligger i en høyde av 2265 m, hvor normaltrykket er 580 mm Hg, og vann ved et slikt redusert trykk koker ved 93 ° C Aktiveringsenergien for protein-"folding" (denaturerings)-reaksjonen ble målt og viste seg å være veldig stor sammenlignet med mange andre kjemiske reaksjoner - omtrent 400 kJ/mol (det kan variere litt for forskjellige proteiner). I dette tilfellet vil senking av temperaturen fra 100 til 93 ° C (det vil si fra 373 til 366 K) bremse reaksjonen med 10
(400000/19)(1/366 1/373) = 11,8 ganger. Dette er grunnen til at innbyggere i høylandet foretrekker å steke mat fremfor matlaging: temperaturen på en stekepanne, i motsetning til temperaturen på en panne med kokende vann, er ikke avhengig av atmosfærisk trykk.3. I en trykkoker tilberedes maten ved økt trykk og derfor ved et økt kokepunkt for vann. Det er kjent at i en vanlig kjele kokes biff i 23 timer, og eplekompott i 1015 minutter. Med tanke på at begge prosessene har lignende aktiveringsenergier (ca. 120 kJ/mol), kan vi bruke Arrhenius-ligningen til å beregne at i en trykkoker ved 118°C vil kjøttet koke i 2530 minutter, og kompotten i bare 2 minutter.
Arrhenius-ligningen er svært viktig for kjemisk industri. Når en eksoterm reaksjon oppstår, frigjøres det Termisk energi varmer ikke bare miljøet, men også selve reagensene. dette kan resultere i en uønsket rask akselerasjon av reaksjonen. Ved å beregne endringen i reaksjonshastighet og varmeavgivelseshastighet med økende temperatur kan vi unngå en termisk eksplosjon ( cm. EKSPLOSIV STOFFER).
Reaksjonshastighetens avhengighet av konsentrasjonen av reagenser. Frekvensen av de fleste reaksjoner avtar gradvis over tid. Dette resultatet stemmer godt overens med kollisjonsteorien: ettersom reaksjonen skrider frem, synker konsentrasjonene av utgangsstoffene, og frekvensen av kollisjoner mellom dem avtar; Følgelig avtar frekvensen av kollisjoner av aktive molekyler. Dette fører til en reduksjon i reaksjonshastigheten. Dette er essensen av en av de grunnleggende lovene for kjemisk kinetikk: hastigheten på en kjemisk reaksjon er proporsjonal med konsentrasjonen av reagerende molekyler. Matematisk kan dette skrives som en formel v = k[A][B], hvor k en konstant kalt reaksjonshastighetskonstanten. Ligningen som er gitt kalles den kjemiske reaksjonshastighetsligningen eller kinetisk ligning. Hastighetskonstanten for denne reaksjonen avhenger ikke av konsentrasjonen av reaktantene og tiden, men den avhenger av temperaturen i samsvar med Arrhenius-ligningen: k = k 0 e E en/ RT . Den enkleste hastighetsligningen v = k [A][B] er alltid sant i tilfellet når molekyler (eller andre partikler, for eksempel ioner) A, som kolliderer med molekyler B, direkte kan transformeres til reaksjonsprodukter. Slike reaksjoner, som skjer i ett trinn (som kjemikere sier, i ett trinn), kalles elementære reaksjoner. Det er få slike reaksjoner. De fleste reaksjoner (selv tilsynelatende enkle som H 2 + I 2® 2HI) er ikke elementære, derfor, basert på den støkiometriske ligningen for en slik reaksjon, kan dens kinetiske ligning ikke skrives.Den kinetiske ligningen kan oppnås på to måter: eksperimentelt ved å måle reaksjonshastighetens avhengighet av konsentrasjonen av hver reagens separat, og teoretisk hvis den detaljerte reaksjonsmekanismen er kjent. Oftest (men ikke alltid) har den kinetiske ligningen formen
v = k[EN] x[B] y , Hvor x og y kalles reaksjonsordener for reaktantene A og B. Disse ordenene, i det generelle tilfellet, kan være heltall og brøk, positive og til og med negative. For eksempel, den kinetiske ligningen for reaksjonen av termisk dekomponering av acetaldehyd CH 3 CHO ® CH 4 + CO har formen v = k 1,5 , dvs. reaksjonen er en og en halv ordre. Noen ganger er et tilfeldig sammenfall av støkiometriske koeffisienter og reaksjonsordrer mulig. Dermed viser eksperimentet at reaksjonen H 2 + I 2® 2HI er første orden i både hydrogen og jod, det vil si at dens kinetiske ligning har formen v = k(Dette er grunnen til at denne reaksjonen ble ansett som elementær i mange tiår, inntil dens mer komplekse mekanisme ble bevist i 1967).Hvis den kinetiske ligningen er kjent, dvs. Det er kjent hvordan reaksjonshastigheten avhenger av konsentrasjonene av reaktantene i hvert øyeblikk, og hastighetskonstanten er kjent, da er det mulig å beregne tidsavhengigheten til konsentrasjonene av reaktantene og reaksjonsproduktene, dvs. oppnå teoretisk alle kinetiske kurver. For slike beregninger brukes metoder for høyere matematikk eller datamaskinberegninger, og de byr ikke på noen grunnleggende vanskeligheter.
På den annen side hjelper den eksperimentelt oppnådde kinetiske ligningen til å bedømme reaksjonsmekanismen, dvs. om et sett med enkle (elementære) reaksjoner. Belysning av reaksjonsmekanismer er kjemisk kinetikks viktigste oppgave. Dette er en veldig vanskelig oppgave, siden mekanismen til selv en tilsynelatende enkel reaksjon kan omfatte mange elementære stadier.
Bruken av kinetiske metoder for å bestemme reaksjonsmekanismen kan illustreres ved å bruke eksemplet på alkalisk hydrolyse av alkylhalogenider for å danne alkoholer: RX +
OH® ROH + X . Det ble eksperimentelt oppdaget at for R = CH 3, C2H5 etc. og X = Cl, er reaksjonshastigheten direkte proporsjonal med konsentrasjonene av reaktantene, dvs. har den første orden i halogenidet RX og den første i alkaliet, og den kinetiske ligningen har formen v = k 1 . Når det gjelder tertiære alkyljodider (R = (CH 3) 3 C, X = I) rekkefølgen i RX først, og i alkali null: v = k 2 . I mellomliggende tilfeller, for eksempel for isopropylbromid (R = (CH 3) 2 CH, X = Br), er reaksjonen beskrevet av en mer kompleks kinetisk ligning: v = k 1 + k 2 . Basert på disse kinetiske dataene ble følgende konklusjon gjort om mekanismene for slike reaksjoner.I det første tilfellet skjer reaksjonen i ett trinn, gjennom direkte kollisjon av alkoholmolekyler med OH-ioner
(den såkalte SN-mekanismen 2 ). I det andre tilfellet skjer reaksjonen i to trinn. Første trinn langsom dissosiasjon av alkyljodidet til to ioner: R I ® R + + I . Andre veldig raske reaksjon mellom ioner: R+ + OH® ROH. Hastigheten på den totale reaksjonen avhenger bare av det langsomme (begrensende) trinnet, så det avhenger ikke av alkalikonsentrasjonen; derfor null orden i alkali (SN-mekanisme 1 ). Når det gjelder sekundære alkylbromider, oppstår begge mekanismene samtidig, så den kinetiske ligningen er mer kompleks.Ilya Leenson
LITTERATUR Historien om læren om den kjemiske prosessen. M., Nauka, 1981Leenson I.A. Kjemiske reaksjoner. M., AST Astrel, 2002
En av kritiske spørsmål Kjemi er spørsmålet om muligheten for at en kjemisk reaksjon oppstår. Et kvantitativt kriterium for den grunnleggende gjennomførbarheten av en kjemisk reaksjon er spesielt den karakteristiske funksjonen til systemets tilstand, kalt Gibbs-energien (G). Før vi går videre til å vurdere dette kriteriet, la oss dvele ved en rekke definisjoner.
Spontane prosesser. Spontane prosesser er de som skjer uten tilførsel av energi fra en ekstern kilde. Mange kjemiske prosesser er spontane, for eksempel oppløsning av sukker i vann, oksidasjon av metaller i luft (korrosjon), etc.
Reversible og irreversible prosesser. Mange kjemiske reaksjoner fortsetter i én retning til reaktantene er helt oppbrukt. Slike reaksjoner kalles kjemisk irreversibel. Et eksempel er samspillet mellom natrium og vann.
Andre reaksjoner fortsetter først i foroverretningen, og deretter i forover- og bakoverretningene på grunn av interaksjonen mellom reaksjonsproduktene. Som et resultat dannes det en blanding som inneholder både utgangsmaterialene og reaksjonsproduktene. Slike reaksjoner kalles kjemisk reversibel. Som et resultat av en kjemisk reversibel prosess, sann (stabil) kjemisk likevekt, som er preget følgende tegn:
1) i fravær av ytre påvirkninger forblir systemets tilstand uendret på ubestemt tid;
2) enhver endring i ytre forhold fører til en endring i systemets tilstand;
3) likevektstilstanden er ikke avhengig av hvilken side den nås fra.
Et eksempel på et system i en tilstand av ekte likevekt er en ekvimolekylær blanding
CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H 2 (g).
Enhver endring i temperatur eller andre forhold forårsaker et skifte i likevekt, dvs. endre sammensetningen av systemet.
I tillegg til sanne likevekter, er det veldig ofte tilsynelatende (falske, hemmede) likevekter, når systemets tilstand vedvarer over tid i svært lang tid, men en liten innvirkning på systemet kan føre til en sterk endring i dets tilstand. Et eksempel kan være en blanding av hydrogen og oksygen, som ved romtemperatur i fravær av ytre påvirkninger kan forbli uendret på ubestemt tid. Imidlertid er det nok å introdusere platinisert asbest (katalysator) i denne blandingen, og en kraftig reaksjon vil begynne
H 2 (g) + O 2 (g) = H 2 O (l),
fører til fullstendig uttømming av utgangsstoffene.
Hvis du introduserer den samme katalysatoren under de samme forholdene i flytende vann, er det umulig å oppnå den opprinnelige blandingen.
Entropi. Tilstanden til ethvert system kan karakteriseres av verdiene til direkte målte parametere (p, T, etc.). Dette karakteristisk for makrotilstanden til systemet. Systemets tilstand kan også beskrives av egenskapene til hver partikkel i systemet (atom, molekyl): koordinat, vibrasjonsfrekvens, rotasjonsfrekvens, etc. Dette karakteristisk for systemets mikrotilstand. Systemer består av et veldig stort antall partikler, så en makrotilstand vil tilsvare et stort antall forskjellige mikrotilstander. Dette tallet kalles den termodynamiske sannsynligheten for tilstanden og er betegnet som W.
Termodynamisk sannsynlighet er assosiert med en annen egenskap ved materie - entropi (S, J/(mol. K)) – Boltzmanns formel
der R er den universelle gasskonstanten, og NA er Avogadros konstant.
Den fysiske betydningen av entropi kan forklares med følgende tankeeksperiment. La en ideell krystall av et stoff, for eksempel natriumklorid, avkjøles til absolutt nulltemperatur. Under disse forholdene blir natrium- og klorionene som utgjør krystallen praktisk talt ubevegelige, og denne makroskopiske tilstanden er preget av én enkelt mikrotilstand, dvs. W=1, og i samsvar med (3.13) S=0. Når temperaturen øker, vil ionene begynne å svinge rundt sine likevektsposisjoner kl krystallgitter, øker antallet mikrotilstander som tilsvarer én makrotilstand, og derfor S>0.
Dermed, entropi er et mål på den uordnede tilstanden til et system. Entropien til systemet øker i alle prosesser ledsaget av en reduksjon i rekkefølgen (oppvarming, oppløsning, fordampning, dekomponeringsreaksjoner, etc.). Prosesser som skjer med økende orden (avkjøling, krystallisering, kompresjon osv.) fører til en reduksjon i entropi.
Entropi er en funksjon av tilstand, men i motsetning til de fleste andre termodynamiske funksjoner, er det mulig å eksperimentelt bestemme den absolutte verdien av entropien til et stoff. Denne muligheten er basert på M. Plancks postulat, ifølge hvilket ved absolutt null er entropien til en ideell krystall null(tredje lov av termodynamikk).
Temperaturavhengigheten til entropien til et stoff er presentert kvalitativt i fig. 3.1.
I fig. 3.1 er det klart at ved en temperatur på 0 K er entropien til stoffet null. Når temperaturen øker, øker entropien jevnt, og ved faseovergangene er det en plutselig økning i entropien, bestemt av forholdet
(3.14)
hvor Δ f.p S, Δ f.p N og T f.p er endringer i henholdsvis entropi, entalpi og faseovergangstemperatur.
Entropien til stoff B i standardtilstanden er betegnet som . For mange stoffer er de absolutte verdiene av standardentropier bestemt og gitt i referansepublikasjoner.
Entropi, som intern energi og entalpi, er en funksjon av tilstand, derfor er endringen i entropien til et system i en prosess ikke avhengig av dens bane og bestemmes kun av de innledende og endelige tilstandene til systemet. Entropien under en kjemisk reaksjon (3.10) kan finnes som differansen mellom summen av entropiene til reaksjonsproduktene og summen av entropiene til utgangsstoffene:
Begrepet entropi er brukt i en av formuleringene termodynamikkens andre lov: i isolerte systemer kan bare prosesser som skjer med en økning i entropi (ΔS>0) skje spontant. Isolerte systemer er systemer som ikke kommuniserer med miljø verken materie eller energi. Systemer der kjemiske prosesser forekommer regnes ikke som isolerte systemer, fordi de utveksler energi med omgivelsene (termisk effekt av reaksjonen) og i slike systemer kan prosesser oppstå med en reduksjon i entropi.
SO 2 (g) + 2H 2 S (g) = 3S (s) + 2H 2 O (l), hvis standardentropiene av svoveloksid (IV), hydrogensulfid, svovel og vann er 248,1; 205,64; henholdsvis 31,88 og 69,96 J/(mol K).
Løsning. Basert på ligning (3.15) kan vi skrive:
Entropi i denne reaksjonen avtar, noe som er forbundet med dannelsen av faste og flytende produkter fra gassformige stoffer.
Eksempel 3.8. Uten å gjøre beregninger, bestem tegnet på entropiendringen i følgende reaksjoner:
1) NH 4 NO 3 (k) = N 2 O (g) + 2H 2 O (g),
2) 2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g),
3) 2H2 (g) + O2 (g) = 2H20 (l).
Løsning. I reaksjon (1) danner 1 mol NH 4 NO 3 i krystallinsk tilstand 3 mol gasser, derfor D r S 1 >0.
I reaksjonene (2) og (3) synker både det totale antall mol og antall mol gassformige stoffer. Derfor, D r S 2<0 и D r S 3 <0. При этом уменьшение энтропии в реакции (3) больше, чем в реакции (2) , так как S о (H 2 O (ж)) < S о (H 2 O (г)).
Gibbs energi(isobarisk-isotermisk potensial). I mange tilfeller oppstår spontane prosesser i naturen i nærvær av en potensialforskjell, for eksempel forårsaker forskjellen i elektriske potensialer ladningsoverføring, og forskjellen i gravitasjonspotensialer forårsaker et legemes fall. Disse prosessene avsluttes når minimumspotensialet er nådd. Drivkraften bak kjemiske prosesser som skjer ved konstant trykk og temperatur er det isobarisk-isotermiske potensialet, kalt Gibbs energi og utpekt G. Endringen i Gibbs energi i en kjemisk prosess bestemmes av relasjonen
ΔG = ΔH – TΔS, (3.16)
hvor ΔG er endringen i Gibbs-energien til den kjemiske prosessen; ΔH – endring i entalpi av den kjemiske prosessen; ΔS – endring i entropi av den kjemiske prosessen; T – temperatur, K.
Ligning (3.16) kan representeres som følger:
ΔH = ΔG + TΔS. (3,17)
Betydningen av ligning (3.17) er den delen termisk effekt reaksjonen brukes på å utføre arbeid (ΔG), og en del spres ut i miljøet (TAS).
Gibbs-energien er et kriterium for den grunnleggende muligheten for en spontan reaksjon. Hvis Gibbs-energien avtar under en reaksjon, kan prosessen fortsette spontant under disse forholdene:
ΔG< 0. (3.18)
Prosessen er ikke gjennomførbar under disse forholdene hvis
ΔG > 0. (3,19)
Uttrykk (3.18) og (3.19) betyr samtidig at den omvendte reaksjonen ikke kan (3.18) eller kan (3.19) oppstå spontant.
Reaksjonen er reversibel, dvs. kan flyte både fremover og bakover, hvis
Ligning (3.20) er den termodynamiske betingelsen for kjemisk likevekt.
Relasjoner (3.18)–(3.20) gjelder også for faselikevekter, dvs. til tilfeller der to faser (aggregattilstander) av samme stoff er i likevekt, for eksempel is og flytende vann.
Entalpi og entropifaktorer. Fra ligningene (3.16) og (3.18) følger det at prosesser kan skje spontant (ΔG<0), если они сопровождаются уменьшением энтальпии (ΔH<0) и увеличением энтропии системы (ΔS>0). Hvis entalpien til systemet øker (ΔH>0), og entropien avtar (ΔS<0), то такой процесс протекать не может (ΔG>0). Med andre tegn på ΔS og ΔH, bestemmes den grunnleggende muligheten for at prosessen oppstår av forholdet mellom entalpi (ΔH) og entropi (ТΔS) faktorer.
Hvis ΔH>0 og ΔS>0, dvs. Siden entalpikomponenten motsetter seg, og entropikomponenten favoriserer prosessen, kan reaksjonen foregå spontant på grunn av entropikomponenten, forutsatt at |ΔH|<|TΔS|.
Hvis entalpikomponenten favoriserer og entropikomponenten motsetter seg prosessen, kan reaksjonen fortsette spontant på grunn av entalpikomponenten, forutsatt at |ΔH|>|TΔS|.
Temperaturens påvirkning på reaksjonsretningen. Temperaturen påvirker entalpi- og entropikomponentene til Gibbs-energien, som kan være ledsaget av en endring i tegnet til Gibbs-energien til disse reaksjonene, og følgelig retningen til reaksjonene. For et grovt estimat av temperaturen der tegnet til Gibbs-energien endres, kan vi neglisjere avhengigheten av ΔH og ΔS av temperaturen. Så fra ligning (3.16) følger det at fortegnsendringen til Gibbs-energien vil skje ved temperatur
Det er åpenbart at en endring i tegnet til Gibbs-energien med en endring i temperaturen bare er mulig i to tilfeller: 1) ΔН>0 og ΔS>0 og 2) ΔН<0 и ΔS<0.
Standard Gibbs-dannelsesenergi er endringen i Gibbs-energien til reaksjonen ved dannelse av 1 mol av en forbindelse fra enkle stoffer som er stabile under standardbetingelser. Gibbs-energien for dannelse av enkle stoffer antas å være null. Standard Gibbs energier for dannelse av stoffer kan finnes i de tilsvarende oppslagsbøkene.
Gibbs energi av en kjemisk reaksjon. Gibbs-energien er en funksjon av tilstand, dvs. dens endring i prosessen avhenger ikke av banen til dens flyt, men bestemmes av de innledende og endelige tilstandene til systemet. Følgelig kan Gibbs-energien til den kjemiske reaksjonen (3.10) beregnes ved å bruke formelen
Legg merke til at konklusjonene om den grunnleggende muligheten for at en reaksjon fortsetter basert på verdien Δ r G kun gjelder de forholdene som endringen i Gibbs-energien til reaksjonen beregnes for. Hvis forholdene er forskjellige fra standard, kan ligningen brukes til å finne Δ r G van't Hoff isotermer, som for reaksjon (3.10) mellom gasser skrives som
(3.23)
og mellom oppløste stoffer -
(3.24)
hvor er partialtrykket til de tilsvarende stoffene; с А, с В, с D, с E – konsentrasjoner av de tilsvarende oppløste stoffene; a, b, d, e – tilsvarende støkiometriske koeffisienter.
Hvis reaktantene er i standardtilstand, blir ligningene (3.23) og (3.24) ligningen
Eksempel 3.9. Etabler muligheten for reaksjonen NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (k) under standardbetingelser ved en temperatur på 298,15 K, ved å bruke data på standard formasjonsentalpier og entropier.
Løsning. Basert på den første konsekvensen av Hess' lov finner vi standardentalpien til reaksjonen:
; reaksjonen er eksoterm, derfor favoriserer entalpikomponenten reaksjonen.
La oss beregne endringen i entropi av reaksjonen ved å bruke ligningen
Reaksjonen er ledsaget av en reduksjon i entropi, som betyr at entropikomponenten motvirker reaksjonen.
La oss finne endringen i Gibbs-energien til prosessen ved å bruke ligning (3.16):
Dermed kan denne reaksjonen foregå spontant under standardbetingelser.
Eksempel 3.10. Ved hjelp av data på standard entalpier for formasjon og entropier, bestemme ved hvilken temperatur likevekt oppstår i systemet N 2(g) + 3H 2(g) = 2NH 3(g).
Løsning. Likevektsbetingelsen for systemet er ΔG=0. For å gjøre dette, ved å bruke relasjon (3.21), finner vi temperaturen der ΔG=0. La oss beregne standardentalpien og entropien til reaksjonen:
Entalpikomponenten favoriserer, og entropikomponenten motarbeider, reaksjonen, som betyr at ved en viss temperatur er en endring i tegnet til Gibbs-energien mulig, dvs. en endring i reaksjonsretningen.
Likevektstilstanden vil bli skrevet som følger:
ΔG = ΔH – TΔS,
eller, ved å erstatte numeriske verdier, får vi
0 = - 92,38 – T(-198,3) 10 -3.
Derfor vil reaksjonen være i likevekt ved temperatur
TIL.
Under denne temperaturen vil reaksjonen gå fremover, og over denne temperaturen vil den gå i motsatt retning.
Eksempel 3.11. Ved en viss temperatur T fortsetter den endoterme reaksjonen A® B praktisk talt å fullføres. Bestem: a) tegnet på D r S-reaksjonen; b) tegn på DG-reaksjon B® A ved temperatur T; c) muligheten for at reaksjonen B® A oppstår ved lave temperaturer.
Løsning. a) Den spontane forekomsten av reaksjonen A ® B indikerer at DG<0. Поскольку DН>0, deretter fra lign.
DG = DH - TDS det følger at DS>0; for omvendt reaksjon B ® A DS<0.
b) For reaksjonen A ® B DG<0. Следовательно, для обратной реакции при той же температуре DG>0.
c) Reaksjon A ® B er endoterm (DH<0), следовательно, обратная реакция В ® А экзотермическая. При низких температурах абсолютная величина члена TDS мала, так что знак DG определяется знаком DН. Следовательно, при достаточно низких температурах протекание реакции В ® А возможно.
Eksempel 3.12. Beregn Gibbs-energien og finn ut om reaksjonen CO + Cl 2 ÛCOCl 2 er mulig ved en temperatur på 700 K hvis likevektskonstanten for reaksjonen ved denne temperaturen er 10,83 atm -1 og partialtrykket til alle komponentene er like og like til enhet.
Løsning. Forholdet mellom D r G 0 og K r av reaksjonen A + B Û C + D er gitt av isotermligningen (3.22)
Under standardforhold, når partialtrykket til hver reaktant er 1 atm, vil dette forholdet ta formen
Følgelig kan reaksjonen ved T = 700 K foregå spontant i foroverretningen.
Spørsmål og oppgaver til selvstudium
1. Gi numeriske verdier for trykk og temperatur i det internasjonale enhetssystemet, samt i atmosfærer, millimeter kvikksølv og grader Celsius, tilsvarende standard og normale forhold.
2. Hvilken betingelse tilfredsstiller tilstandsfunksjoner? Hva bestemmer endringen i verdien av statsfunksjonen i en prosess?
3. Hvilke parametere kjennetegnes av konstansen til isobar-isotermiske og isokor-isotermiske prosesser?
4. Formuler termodynamikkens første lov.
5. Under hvilke forhold vil den termiske effekten av prosessen være: a) lik endringen i entalpien til denne prosessen; b) lik endringen i prosessens indre energi?
6. Den kjemiske reaksjonen foregår i en forseglet reaktor. Endringen i hvilken tilstandsfunksjon vil bestemme den termiske effekten av reaksjonen?
7. Under en kjemisk reaksjon øker temperaturen i systemet. Er denne prosessen eksoterm eller endoterm? Hvilket tegn (+) eller (-) har endringen i entalpien til denne prosessen?
8. Formuler Hess’ lov.
9. Definer konseptet "standard entalpi for dannelse av et stoff."
10. Hva er standardentalpiene for dannelse av molekylært klor og jernmodifikasjonen α-Fe, som er stabil ved en temperatur på 298 K?
11. Standardentalpien for dannelse av hvitt fosfor er null, og den for rødt fosfor er (-18,41) kJ/mol. Hvilken av de allotropiske modifikasjonene er mer stabile ved en temperatur på 25 o C?
12. Formuler den første konsekvensen av Hess’ lov.
13. Definer konseptet "standard forbrenningsentalpi av et stoff."
14. Hvordan er standardentalpien for dannelse av karbondioksid og standardentalpien for forbrenning av karbonmodifikasjon, grafitt, stabil ved T = 298 K relatert til hverandre?
15. Gi 3 eksempler på spontant forekommende kjemiske prosesser.
16. List opp tegnene på kjemisk (ekte) likevekt.
17. Gi eksempler på prosesser ledsaget av: a) en økning i entropi; b) reduksjon i entropi.
18. Hvilket fortegn skal endringen i entropi av en spontant opptredende reaksjon ha hvis Δ r H = 0?
19. Hvilket tegn skal endringen i entropi av reaksjonen ved termisk dekomponering av kalsiumkarbonat ha? Hvorfor? Skriv reaksjonsligningen.
20. Hvilke termodynamiske egenskaper hos reaksjonsdeltakerne må være kjent for å avgjøre muligheten for at reaksjonen skal skje?
21. En eksoterm reaksjon mellom gasser er ledsaget av en økning i volum. Hva kan sies om muligheten for at en slik reaksjon oppstår?
22. I hvilke av følgende tilfeller er det mulig for en reaksjon å endre retning når temperaturen endres: a) DH<0, DS<0; б) DH>0, DS>0; c) DH<0, DS>0; d) DH>0, DS<0?
23. Finn standardentalpien til oksidasjonsreaksjonen av gassformig svovel(IV)oksid med oksygen til gassformig svovel(VI)oksid. Standardentalpier for dannelse av SO 2 – (-297 kJ/mol) og SO 3 – (-395 kJ/mol).
Svar: -196 kJ.
24. Angi tegnet på entropiendringen i følgende reaksjoner:
a) CO (G) + H2 (G) = C (T) + H20 (G);
b) C02 (G) + C (T) = 2 CO (G);
c) FeO (T) + CO (G) = Fe (T) + CO2 (G);
d)H20 (F) = H20 (G);
Svar: a)(-); b)(+); i)(~0); d) (+);e)(-).
25. Finn standardentropien til reaksjonen av oksidasjon av gassformig svovel(IV)oksid med oksygen til gassformig svovel(VI)oksid. Standardentropier for dannelse av SO 2 – (248 J/(mol K), SO 3 – (256 J/(mol K)), O 2 – (205 J/(mol K).
Svar: -189 J/K.
26. Finn entalpien til reaksjonen for syntesen av benzen fra acetylen hvis forbrenningsentalpien for benzen er (-3302 kJ/mol), og den for acetylen er (-1300 kJ/mol).
Svar: - 598 kJ.
27. Finn standard Gibbs-energi for dekomponeringsreaksjonen av natriumbikarbonat. Er det mulig for reaksjonen å gå spontant under disse forholdene?
Svar: 30,88 kJ.
28. Finn standard Gibbs energi for reaksjonen 2Fe (T) + 3H 2 O (G) = Fe 2 O 3 (T) + 3H 2 (G) (reaksjon av korrosjon av karbonstål med vanndamp). Er det mulig for reaksjonen å gå spontant under disse forholdene?
Svar: -54,45 kJ.
29. Ved hvilken temperatur vil kjemisk likevekt oppstå i systemet 2NO (g) + O 2 (g) Û 2NO 2 (g)?
Svar: 777 K.
30. Finn den termiske effekten av fordampningsprosessen av 1 g vann (spesifikk fordampningsvarme) ved en temperatur på 298 K, hvis standardentalpien for dannelse av H 2 O (l) er (-285,84 kJ/mol), og gassformig (-241,84 kJ/mol).
Svar: 2,44 kJ/g.
3.4.Oppgaver for nåværende og mellomliggende kontroller
Seksjon I
1. Prosessen med dannelse av karbondioksid ved brenning av grafitt i oksygen kan skje på to måter:
I. 2C (g) + 02 (g) = 2CO (g); 2CO (g) + O 2 = 2CO 2 (g), D r N° = -566 kJ.
II. C (g) + O 2 (g) = CO 2 (g), D r N° = -393 kJ.
Finn D f H°(CO).
Svar: -110 kJ/mol.
2. Beregn dannelsesentalpien og forbrenningsentalpien av karbonmonoksid (CO) basert på reaksjonene nedenfor:
I. 2С (g) + O 2 (g) = 2СО (g), D r Н° = -220 kJ.
II. 2СО (g) + О 2 (g) = 2СО 2 (g), D r Н° = -566 kJ.
Svar: -110 kJ/mol; -283 kJ/mol.
3. Finn standardentalpien for dannelse av natriumsulfitt fra den termokjemiske ligningen
4Na 2 SO 3 (cr) = 3Na 2 SO 3 (cr) + Na 2 S (cr) – 181,1 kJ,
Hvis 
kJ/mol og 
kJ/mol.
Svar: -1090 kJ/mol.
4. Finn standardentalpien for metanforbrenning basert på reaksjonen CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g), D r Н° = -802 kJ.
Svar: -802 kJ/mol.
5. Forutsi om det vil være positivt eller negativt.
endring i entropi av systemet i reaksjoner:
a) H20 (g)® H20 (d) (ved en temperatur på 25°C);
b) CaC03 (t)® CaO (t) + CO2 (g);
c) N2 (g) + 3H2 (g) = 2NH3 (g);
d) N2 (g) + O2 (g) = 2NO (g);
e) Ag + (løsning) + Cl - (løsning) = AgCl (s).
Gi forklaringer uten å gjøre beregninger.
Svar: a) +; b) +; V) -; d) ~0; d) -.
6. Forutsi tegnet til DS-systemet i hvert av følgende
prosesser:
a) fordampning av 1 mol CCl 4(l);
b) Br2(g) -> Br2(l);
c) utfelling av AgCl(er) ved å blande NaCl(aq) og AgNO 3 (aq).
Gi en forklaring.
Svar: a) +; b) -; V)-.
7. Ved å bruke de tabellerte verdiene for absolutte verdier av entropiene til stoffer under standardbetingelser (S°), sammenlign verdiene av de absolutte entropiene til stoffer ved en temperatur på 298 K i hvert av parene som er oppført under:
a) 02(g) og 03(g);
b) C (diamant) og C (grafitt);
c) NaCl (t) og MgCl2 (t).
Forklar årsaken til forskjellen i S° i hvert tilfelle.
8. Beregn D r S° for reaksjoner
a) N2 (g) + 3H2 (g) = 2NH3 (g); b) 2SO 2 (g) + O 2 (g) = 2SO 3 (g) ,
ved å bruke tabellverdier for de absolutte entropiene til stoffer under standardforhold.
Svar: a) -197,74 J/K; b) -188,06 J/K.
9. Bruke tabellverdiene for absolutte en-
tropium (S°), beregn D r S° for følgende prosesser:
a) CO (g) + 2H2 (g) = CH30H (g);
b) 2HCl (g) + Br2 (g) = 2HBr (g) + Cl2 (g);
c) 2N02 (g) = N204 (g).
I hvert tilfelle, er tegnet på verdien D r S° i samsvar med det som bør forventes på grunnlag av kvalitative ideer? Forklar svarene dine.
Svar: a) -218,83 J/K; b) 94,15 J/K; c) -175,77 J/K.
10. Standardentalpien for dannelse av CO (g) er -110,5 kJ/mol. Forbrenningen av 2 mol CO (g) frigjorde 566 kJ varme. Regne ut
Svar: -393,5 kJ/mol.
11. Bestem mengden varme som frigjøres ved bråkjøling av 100 kg kalk med vann: CaO (k) + H 2 O (l) = Ca(OH) 2 (k), hvis standard formasjonsvarme er CaO (k), H20(l), Ca(OH)2(k) er lik henholdsvis -635,14; -285,84; -986,2 kJ/mol.
Svar: -1165357,2 kJ.
12. Bestem entalpien for dekomponering av hydrogenperoksid (H 2 O 2) til vann og oksygen ved å bruke dataene nedenfor:
SnCl2(p) + 2NCl (p) + H2O2(p) = SnCl4(p) + 2H2O (l), Dr N°=-393,3 kJ;
SnCl 2 (p) + 2 HCl (p) + 1/2O 2 (g) = SnCl 4 (p) + H 2 O (l), D r N° = -296,6 kJ.
Svar: - 96,7 kJ.
13. Beregn mengden varme som frigjøres ved produksjon av 10 6 kg ammoniakk per dag, hvis
Svar: -2.7. 109 kJ.
14. Bestem basert på følgende data:
P4(cr) + 6Cl2(g) = 4PCl3(l), DrN° = -1272,0 kJ;
PCl3(l) + Cl2(g) = PCl5(cr), DrN° = -137,2 kJ.
Svar: -455,2 kJ/mol.
15. Beregn endringen i entalpien til reaksjonen under standardbetingelser: H 2 (g) + 1/3O 3 (g) = H 2 O (g), basert på følgende data:
2O 3 (g) = 3O 2 (g), D r Н° = -288,9 kJ,
kJ/mol.
Svar: -289,95 kJ.
16. Beregn standardentalpien for reaksjonen til PbO-dannelse ved å bruke følgende data:
1) 2Pb (cr) + O 2 (g) = 2PbO 2 (cr) – 553,2 kJ;
2) 2PbO2 (cr) = 2PbO (cr)) + O2 (g) + 117,48 kJ.
Svar: -217,86 kJ/mol.
17. Beregn standardentalpien for reaksjonen for dannelse av CuCl ved å bruke følgende data:
1) CuCl 2 (cr) + Cu (cr) = 2 CuCl (cr) – 63,5 kJ;
2) Cu (cr) + Cl 2 (g) = CuCl 2 (cr) – 205,9 kJ.
Svar: 134,7 kJ/mol.
18. Beregn Δ f H° av metylalkohol i flytende tilstand, med kjennskap til følgende data:
H2(g) + 1/202(g) = H20(l), DrN° = -285,8 kJ;
C (g) + O 2 (g) = CO 2 (g), D r N° = -393,7 kJ;
CH 3 OH (l) + 3/2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (l), D r N° = -715,0 kJ.
Svar: -250,3 kJ/mol.
19. Standardentalpiene for forbrenning av benzen og acetylen er henholdsvis -3270 og -1302 kJ/mol. Bestem D r H° for omdannelsen av acetylen til benzen: 3C 2 H 2 (g) = C 6 H 6 (g).
Svar: -636 kJ.
20. Bestem standardentalpien for dannelse av jern(III)oksid hvis 146,8 kJ varme frigjøres under oksidasjonen av 20 g jern.
Svar: -822 kJ/mol.
21. Regn ut hvor mye varme som frigjøres ved produksjon av 22,4 liter ammoniakk (n.o.), hvis
N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g), DrN° = -92 kJ.
Svar: -46 kJ.
22. Bestem Δ f H° etylen ved å bruke følgende data
C2H4 (g) + 302 (g) = 2CO2 (g) + 2H20 (g) -1323 kJ;
C (g) + O 2 (g) = CO 2 (g) -393,7 kJ;
H2 (g) + 1/202 (g) = H20 (g) -241,8 kJ.
Svar: 52 kJ/mol.
23. Beregn entalpien til reaksjonen F (g) + Li (g) = F - (g) + Li + (g),
hvis F (g) + e = F - (g) -322 kJ/mol;
Li (g) = Li + (g) + e +520 kJ/mol.
Svar: 198 kJ.
24. Beregn standardentalpien for reaksjonen for dannelse av Hg 2 Br 2 ved å bruke følgende data:
1) HgBr 2 (cr) + Hg (l) = Hg 2 Br 2 (cr) – 37,32 kJ;
2) HgBr2 (cr) = Hg (l) + Br2 (l) +169,45 kJ.
Svar: -206,77 kJ/mol.
25. Beregn standardentalpien for reaksjonen for dannelse av natriumbikarbonat ved å bruke følgende data:
2NaНSO 3 (cr) = Na 2 CO 3 (cr) + CO 2 (g) + H 2 O (g) + 130,3 kJ,
Hvis 
kJ/mol;
C (g) + O 2 (g) = CO 2 (g) – 393,7 kJ; H2 (g) + 1/202 (g) = H20 (g) -241,8 kJ.
Svar: -947,4 kJ/mol.
26. Beregn standardentalpien for reaksjonen for dannelse av CaCO 3 (cr), ved å bruke følgende data:
Ca(OH)2(k) + CO2(g) = CaCO3(cr) +173,9 kJ;
C (g) + O 2 (g) = CO 2 (g) – 393,7 kJ;
kJ/mol.
Svar: -1206 kJ/mol.
27. Bestem standardentalpien for dannelse av jern(III)oksid hvis under reaksjonen
2Fe + Al 2 O 3 = Fe 2 O 3 + 2 Al
for hver 80 g Fe 2 O 3 absorberes 426,5 kJ varme, 
kJ/mol.
Svar: -823 kJ/mol.
28. Hvor mye varme må brukes for å få 11,2 kg jern, hvis FeO (s) + H 2 (g) = Fe (s) + H 2 O (g) + 23 kJ i henhold til den termokjemiske ligningen .
Svar: 4600 kJ.
29. Finn forbrenningsvarmen til diamant hvis standard forbrenningsvarmen til grafitt er -393,51 kJ/mol, og varmen
faseovergangen C(grafitt) ® C(diamant) er
1,88 kJ/mol.
Svar: -395,39 kJ/mol.
30. Hvor mye varme frigjøres når 1 kg rødt fosfor omdannes til svart fosfor, hvis det er kjent
at standardentalpiene for dannelse av rødt og svart fosfor er henholdsvis -18,41 og -43,20 kJ/mol.
Svar: -800 kJ.
Seksjon II
Beregn standardendringen i Gibbs-energien til en kjemisk reaksjon ved en temperatur på 25 °C basert på verdiene til standardentalpier for dannelse og absolutte entropier av kjemiske forbindelser, og finn muligheten for en spontan reaksjon:
1. 4NH 3g + 5O 2g = 4NO g + 6H 2O g.
Svar: -955,24 kJ; reaksjon er mulig.
2. SO 2g + 2H2Sg = 3Sk +2H2Ol.
Svar: -107,25 kJ; reaksjon er mulig.
3. 2H 2 S g + 3O 2 g = 2H 2 O g + 2SO 2 g.
Svar: -990,48 kJ; reaksjon er mulig.
4. 2NO g + O 3 g + H 2 O l = 2HNO 3 l.
Svar: - 260,94 kJ; reaksjon er mulig.
5. 3Fe 2 O 3k + CO g = 2Fe 3 O 4k + CO 2 g.
Svar: - 64,51 kJ; reaksjon er mulig.
6. 2CH 3 OH g + 3O 2g = 4H 2 O g + 2CO 2g.
Svar: - 1370,46 kJ; reaksjon er mulig.
7. CH 4g + 3CO 2g = 4CO g + 2H 2 O g.
Svar: 228,13 kJ; reaksjon er umulig.
8. Fe 2 O 3k + 3CO g = 2Fe k + 3CO 2g.
Svar: -31,3 kJ; reaksjon er mulig.
9. C 2H 4g + 3O 2g = 2CO 2g + 2H 2O g.
Svar: -1313,9 kJ; reaksjon er mulig.
10. 4NH 3g + 3O 2g = 6H2Og + 2N 2g.
Svar: -1305,69 kJ; reaksjon er mulig.
11. 4NO 2g + O 2g + 2H2Ol = 4HNO3l.
Svar: -55,08 kJ; reaksjon er mulig.
12. 2HNO 3g + NO g = 3NO 2g + H 2 O l.
Svar: -7,71 kJ; reaksjon er mulig.
13. 2C 2 H 2g + 5O 2g = 4CO 2g + 2H 2O g.
Svar: -2452,81 kJ; reaksjon er mulig.
14. Fe 3 O 4k + 4H 2g = 3Fe k + 4H 2 O g.
Svar: 99,7 kJ; reaksjon er umulig.
15. 2Fe 2 O 3k + 3C k = 4Fe k + 3CO 2g.
Svar: 297,7 kJ; reaksjon er umulig.
16. Fe 3 O 4k + 4CO g = 3Fe k + 4CO 2g.
Svar: -14,88 kJ; reaksjon er mulig.
17. 2H2Sg + O2g = 2H2Ol + 2S c.
Svar: -407,4 kJ; reaksjon er mulig.
18. Fe 2 O 3k + 3H 2g = 2Fe c + 3H 2 O g.
Svar: 54,47 kJ; reaksjon er umulig.
Beregn standardendringen i Gibbs-energien til en kjemisk reaksjon ved en temperatur på 25 °C basert på verdiene til standardentalpier for dannelse og absolutte entropier av kjemiske forbindelser, og bestem hvilken temperaturlikevekt som vil oppstå i systemet.
19. 4HCl g + O 2g ↔ 2Cl 2g + 2H2Ol.
Svar: -93,1 kJ; ~552 K.
20. Cl 2g + 2HI g ↔ I 2k + 2HCl g.
Svar: -194,0 kJ; ~1632 K.
21. SO 2g + 2CO g ↔ 2CO 2g + S k.
Svar: -214,24 kJ; ~1462 K.
22. CH 4g + 2H2O g ↔ CO 2g + 4H 2g.
Svar: 113,8 kJ; ~959 K.
23. CO g + 3H 2g ↔ CH 4g + H 20 g.
Svar: -142,36 kJ; ~963 K.
Beregn endringen i Gibbs-energien til en kjemisk reaksjon ved en temperatur på 350 °C ved å bruke verdiene til standardentalpier for dannelse og absolutte entropier av kjemiske forbindelser. Overse temperaturavhengigheten til D f H° og S°. Etabler muligheten for spontane reaksjoner:
24. 2РН 3г + 4О 2г = Р 2 О 5к + 3Н 2 О g.
Svar: 1910,47 kJ; reaksjon er mulig.
25. Cl 2 g + SO 2 g + 2H 2 O 1 = H 2 SO 4 1 + 2 HCl g.
Svar: -80,0 kJ; reaksjon er mulig.
26. P 2 O 5k + 5C k = 2P k + 5СО g.
Svar: 860,0 kJ; reaksjon er umulig.
27. 2CO g + SO 2g = S til + 2CO 2g.
Svar: -154,4 kJ; reaksjon er mulig.
28. CO 2g + 4H 2g = CH 4g + 2H20 g.
Svar: -57,9 kJ; reaksjon er mulig.
29. NO g + O 3g = O 2g + NO 2g.
Svar: -196,83 kJ; reaksjon er mulig.
30. CH 4g + 2O 2g = CO 2g + 2H 2 O g.
Svar: -798,8 kJ; reaksjon er mulig.
201. Under standardbetingelser, i hvilken retning vil reaksjonen N 2 (g) + O 2 (g) = 2NO (g) forløpe? Støtt svaret ditt med beregninger.
202. Beregn endringen i Gibbs energi for en eller annen reaksjon ved 1000 K hvis ∆ r N° 298 = 131,3 kJ, og ∆ r S° 298 = 133,6 J/K (påvirket av temperatur T av ∆ N og ∆ S forsømmelse).
203. Beregn ∆ r G° 298 system PbO 2 + Pb = 2PbO basert på ∆ r N° 298 og ∆ r S° 298 reaktanter. Finn ut om denne reaksjonen er mulig.
204. Bestem i hvilken retning reaksjonen Fe 2 O 3 (k) + 3H 2 = = Fe (k) + 3H 2 O (g) vil foregå spontant under standardbetingelser.
205. Beregn endringen i Gibbs-energien og bestem muligheten for å redusere krom(III)oksid med karbon ved 1500 K i henhold til reaksjonen Cr 2 O 3 (s) + 3C (s) = 2Cr (s) + 3CO (g).
206. Wolfram produseres ved å redusere wolfram(IV)oksid med hydrogen. Bestem muligheten for at denne reaksjonen skjer ved 500 og 1000 °C ved reaksjonen WO 3 (s) + 3H 2 (g) = W (s) + 3H 2 O (g).
207. Beregn endringen i Gibbs-energien og bestem muligheten for at denne reaksjonen skjer under standardbetingelser CO (g) + H 2 O (l) = CO 2 (g) + H 2 (g).
208. Beregn endringen i Gibbs-energien og bestem muligheten for dekomponeringsreaksjonen av kobber(II)oksid ved 400 og 1500 K i henhold til reaksjonen 4CuO (s) = 2Cu 2 O (s) + O 2 (g).
209. Bestem temperaturen på den like sannsynlige reaksjonen i forover- og bakoverretningen, hvis ∆ r N° 298 = = 38 kJ, og ∆ r S° 298 = 207 J/K.
210. Beregn ∆ r G° 298 og ∆ r G° 1000 for reaksjonen H20 (g) + + C (g) = CO (g) + H2 (g). Hvordan påvirker temperaturen den termodynamiske sannsynligheten for at en prosess skjer i foroverretningen?
211. Hvilken av følgende reaksjoner er termodynamisk mest sannsynlig: 1) N 2 + O 2 = 2NO eller 2) N 2 + 2O 2 = 2NO 2? Støtt svaret ditt med beregninger.
212. Bestem tegnet på ∆ r G° 298, uten å ty til beregninger, for reaksjonen CaO (s) + CO 2 (g) = CaCO 3 (s), ∆ r N°298 = -178,1 kJ/mol. Forklar svaret ditt.
213. Bestem tegnet på ∆ r G° 298 for prosessen med assimilering av sukrose i menneskekroppen, som koker ned til dens oksidasjon C 12 H 22 O 11 (k) + 12 O 2 (g) = 12 CO 2 (g) + 11 H 2 O (l ).
214. Sjekk om det er en trussel om at nitrogenoksid (I), brukt i medisin som et narkotisk middel, vil bli oksidert av atmosfærisk oksygen til svært giftig nitrogenoksid (II) i henhold til reaksjonen 2N 2 O (g) + O 2 (g) = 4NO (G) .
215. Glyserol er et av stoffskiftets produkter, som til slutt omdannes i kroppen til CO 2 (g) og H 2 O (l). Beregn ∆ r G° 298 glyseroloksidasjonsreaksjon, hvis ∆ f G°298 (C3H8O3) = = 480 kJ/mol.
216. Beregn endringen i Gibbs-energien for fotosyntesereaksjonen 6CO 2 (g) + 6H 2 O (l) = C 6 H 12 O 6 (løsning) + 6O 2 (g).
217. Bestem temperaturen der ∆ r G°T = 0, for reaksjonen H20 (g) + CO (g) = CO2 (g) + H2 (g).
218. Beregn de termodynamiske egenskapene ∆ r N°298,∆ r S°298,∆ r G°298 reaksjon 2NO (g) = N204 (g). Formuler en konklusjon om muligheten for at reaksjonen skjer ved temperaturer på 0; 25 og 100 °C, bekreft det ved beregning.
219. Er reaksjonen 3Fe 2 O 3 (k) + H 2 (g) = 2Fe 3 O 4 (k) = H 2 O (g) mulig? Støtt svaret ditt med beregninger.
220. Beregn endringen i Gibbs energi til reaksjonen ved 980 K hvis ∆ r N° 298 = 243,2 kJ, og ∆ r S° 298 = 195,6 J/K (temperaturpåvirkning på ∆ N og ∆ S forsømmelse).
221. Beregn ∆ r G° 298 og ∆ r G° 1000 for reaksjon
Fe 2 O 3 (k) + 3CO (g) = 2 Fe (k) + 3CO 2 (g)
Hvordan påvirker temperaturen den termodynamiske sannsynligheten for at en prosess skjer i foroverretningen?
222. Samspillet mellom kalsiumkarbid og vann er beskrevet av to ligninger:
a) CaC2 + 2H20 = CaCO3 + C2H2; b) CaC 2 + 5H 2 O = CaCO 3 + 5H 2 + CO 2.
Hvilken reaksjon er termodynamisk å foretrekke? Forklar resultatet av beregningen.
223. Bestem retningen for spontan forekomst av reaksjonen SO 2 + 2H 2 = Scr + 2H 2 O under standardbetingelser.
224. Beregn endringen i Gibbs-energien til reaksjonen ZnS +3/2O 2 = ZnO + SO 2 ved 298 og 500 K.
225. Bestem retningen for spontan reaksjon
NH4Cl (k) + NaOH (k) = NaCl (k) + H2O (g) + NH3 (g).
under standardforhold
Hastighet av kjemiske reaksjoner
226. Bestem hvor mange ganger hastigheten på den homogene gassreaksjonen 4HCl + O 2 → 2H 2 O +2Cl 2 vil endres hvis det totale trykket i systemet økes med 3 ganger.
227. Reaksjonshastigheten: 2NO + O 2 → 2NO 2 ved konsentrasjoner av NO og O 2 lik 0,6 mol/dm 3 er 0,18 mol/(dm 3 min). Beregn reaksjonshastighetskonstanten.
228. Hvor mange ganger bør konsentrasjonen av CO i systemet økes for å øke reaksjonshastigheten 2CO → CO 2 + C (s) med 4 ganger?
229. Reaksjonen følger ligningen N 2 + O 2 → 2NO. Startkonsentrasjonen av nitrogen og oksygen er 0,049 og 0,01 mol/dm 3 . Regn ut konsentrasjonene av stoffer når det dannes 0,005 mol NO i systemet.
230. Reaksjonen mellom stoffene A og B foregår etter ligningen 2A + B = C. Konsentrasjonen av stoff A er 6 mol/l, og konsentrasjonen til stoff B er 5 mol/l. Reaksjonshastighetskonstanten er 0,5 l/(mol·s). Beregn reaksjonshastigheten i det første øyeblikket og i det øyeblikket når 45 % av stoff B er igjen i reaksjonsblandingen.
231. Hvor mange grader må temperaturen økes for at reaksjonshastigheten skal øke 90 ganger? Van't Hoff temperaturkoeffisienten er 2,7.
232. Temperaturkoeffisienten for reaksjonshastigheten for dekomponering av hydrogenjodid i henhold til reaksjonen 2HI = H 2 + I 2 er lik 2. Beregn hastighetskonstanten for denne reaksjonen ved 684 K, hvis hastighetskonstanten ved 629 K er 8,9 10 -5 l / (mol s).
233. Bestem temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten hvis, når temperaturen synker med 45°, bremses reaksjonen 25 ganger.
234. Regn ut ved hvilken temperatur reaksjonen vil fullføre på 45 minutter hvis det ved 293 K tar 3 timer. Ta temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten til å være 3,2.
235. Beregn hastighetskonstanten for reaksjonen ved 680 K, hvis hastighetskonstanten for denne reaksjonen ved 630 K er 8,9 -5 mol/(dm 3 s), og γ = 2.
236. Reaksjonshastighetskonstanten ved 9,4 °C er 2,37 min -1, og ved 14,4 °C er den 3,204 min -1. Beregn aktiveringsenergien og temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten.
237. Regn ut med hvor mange grader temperaturen må økes for å øke reaksjonshastigheten med 50 og 100 ganger, hvis temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten er 3.
238. Ved 393 K er reaksjonen fullført på 18 minutter. Etter hvilken tidsperiode vil denne reaksjonen ende ved 453 K hvis temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten er 3?
239. Startkonsentrasjonene av reaktantene i reaksjonen CO + H 2 O (g) → CO 2 + H 2 var like (mol/dm 3): = 0,8; = 0,9; = 0,7; = 0,5. Bestem konsentrasjonene til alle deltakerne i reaksjonen etter at hydrogenkonsentrasjonen øker med 10 %.
240. Reaksjonen mellom stoffene A og B uttrykkes ved likningen A + 2B → C. Startkonsentrasjonene av stoffet er: [A] = 0,03 mol/l; [B] = 0,05 mol/l. Reaksjonshastighetskonstanten er 0,4. Bestem starthastigheten for reaksjonen og reaksjonshastigheten etter en tid, når konsentrasjonen av stoff A synker med 0,01 mol/l.
241. I systemet CO + Cl 2 = COCl 2 ble konsentrasjonen økt fra 0,03 til 0,12 mol/l, og klorkonsentrasjonen økt fra 0,02 til 0,06 mol/l. Hvor mange ganger økte hastigheten på fremreaksjonen?
242. Hvor mange ganger vil reaksjonshastigheten 2A + B → A 2 B endres hvis konsentrasjonen av stoff A økes med 2 ganger, og konsentrasjonen av stoff B reduseres med 2 ganger?
243. Hvilken brøkdel (%) av novokain vil dekomponere i løpet av 10 dagers lagring ved 293 K, hvis hastighetskonstanten for novokainhydrolyse ved 313 K er lik 1·10 -5 dag -1, og aktiveringsenergien til reaksjonen er lik 55,2 kJ/mol?
244. Ved 36 °C er til penicillin 6·10 -6 s -1, og ved 41 °C – 1,2·10 -5 s -1. Regn ut temperaturkoeffisienten for reaksjonen.
245. Hvor mange ganger vil hastigheten på en reaksjon som skjer ved 298 K øke hvis aktiveringsenergien reduseres med 4 kJ/mol?
246. Beregn temperaturkoeffisienten (γ) til hastighetskonstanten for dekomponeringsreaksjonen av hydrogenperoksid i temperaturområdet 25 °C - 55 °C ved E a= 75,4 kJ/mol.
247. Nedbrytningen av hydrogenperoksid med dannelse av oksygen i en 0,045 M KOH-løsning ved 22 °C skjer som en førsteordens reaksjon med en halveringstid τ 1/2 = 584 min. Beregn reaksjonshastigheten ved den første tiden etter å ha blandet like volumer av 0,090 M KOH-løsning og 0,042 M H 2 O 2-løsning og mengden av hydrogenperoksid som er igjen i løsningen etter en time.
248. Med en temperaturøkning på 27,8 °C økte reaksjonshastigheten 6,9 ganger. Beregn temperaturkoeffisienten for reaksjonshastigheten og aktiveringsenergien til denne reaksjonen ved 300 K.
249. For en viss førsteordens reaksjon er halveringstiden til et stoff ved 351 K 411 minutter. Aktiveringsenergien er 200 kJ/mol. Beregn hvor lang tid det vil ta å dekomponere 75 % av den opprinnelige mengden stoff ved 402 K.
250. Hastighetskonstantene for en viss reaksjon ved 25 og 60 °C er lik henholdsvis 1,4 og 9,9 min -1. Beregn hastighetskonstantene for denne reaksjonen ved 20 og 75 °C.
Kjemisk likevekt
251. Likevektskonstanten for reaksjonen A + B = C + D er lik enhet. Utgangskonsentrasjon [A] = 0,02 mol/l. Hvor mange prosent av stoff A gjennomgår transformasjon hvis startkonsentrasjonene [B] = 0,02; 0,1; 0,2 mol/l?
252. Startkonsentrasjonen av nitrogen og hydrogen i reaksjonsblandingen for å produsere ammoniakk var henholdsvis 4 og 10 mol/dm3. Beregn likevektskonsentrasjonene til komponentene i blandingen hvis 50 % av nitrogenet har reagert innen likevekten inntreffer.
253. Den reversible reaksjonen fortsetter i henhold til ligningen A + B ↔ C + D. Startkonsentrasjonen av hvert stoff i blandingen er 1 mol/l. Etter at likevekt er etablert, er konsentrasjonen av komponent C 1,5 mol/dm 3 . Regn ut likevektskonstanten for denne reaksjonen.
254. Bestem startkonsentrasjonene av NO og O 2 og likevektskonstanten til den reversible reaksjonen 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 hvis likevekt er etablert ved følgende konsentrasjoner av reaktantene, mol/dm 3: = 0,12; = 0,48; = 0,24.
255. I hvilken retning vil den kjemiske likevekten i systemet 2NO 2 ↔ NO + O 2 skifte hvis likevektskonsentrasjonene til hver komponent reduseres med 3 ganger?
256. Hvor mange ganger vil likevektspartialtrykket til hydrogen avta under reaksjonen N 2 + 3H 2 ↔ 2 NH 3 hvis nitrogentrykket dobles?
257. I systemet 2NO 2 ↔ N 2 O 4 ved 60 ° C og standard trykk ble likevekt etablert. Hvor mange ganger bør volumet reduseres slik at trykket dobles?
258. I hvilken retning vil likevekten skifte når temperaturen i systemene øker:
1) COCl2 ↔ CO + Cl2; ∆ r N°298 = -113 kJ/mol
2) 2СО ↔ CO 2 +С; ∆ r N°298 = -171 kJ/mol
3) 2SO3 ↔ 2SO2 + O2; ∆ r N°298 = -192 kJ/mol.
Forklar svaret ditt.
259. I et lukket kar oppstår reaksjonen AB (g) ↔ A (g) + B (g). Likevektskonstanten for reaksjonen er 0,04, og likevektskonsentrasjonen av stoff B er 0,02 mol/L. Bestem startkonsentrasjonen av substans AB. Hvor mange prosent av stoffet AB har dekomponert?
260. Når ammoniakk oksideres med oksygen, kan det dannes nitrogen og ulike nitrogenoksider. Skriv reaksjonsligningen og drøft effekten av trykk på skiftet i likevekten av reaksjoner med dannelse av: a) N 2 O; b) NEI 2.
261. I hvilken retning vil likevekten forskyves for den reversible reaksjonen C (s) + H 2 O (g) ↔ CO (g) + H 2 (g) når volumet til systemet synker 2 ganger?
262. Ved en viss temperatur ble det etablert likevekt i systemet 2NO 2 ↔ 2NO + O 2 ved følgende konsentrasjoner: = 0,006 mol/l; = 0,024 mol/l. Finn likevektskonstanten for reaksjonen og startkonsentrasjonen av NO 2.
263. Startkonsentrasjonene av karbonmonoksid og vanndamp er de samme og lik 0,1 mol/l. Regn ut likevektskonsentrasjonene av CO, H 2 O og CO 2 i systemet CO (g) + H 2 O (g) ↔ CO (g) + H 2 (g), dersom likevektskonsentrasjonen av hydrogen viste seg å være 0,06 mol/l, bestemme likevektskonstanten.
264. Likevektskonstanten for reaksjonen 3H 2 + N 2 = 2NH 3 ved en viss temperatur er 2. Hvor mange mol nitrogen skal tilføres per 1 liter gassblanding for å omdanne 75 % hydrogen til ammoniakk, hvis den opprinnelige hydrogenkonsentrasjonen var 10 mol/l?
265. I systemet 2NO (g) + O 2 (g) ↔ 2NO 2 (g) er likevektskonsentrasjonene av stoffer = 0,2 mol/l, = 0,3 mol/l, = 0,4 mol/l. Regn ut likevektskonstanten og estimer likevektsposisjonen.
266. 0,3 og 0,8 g hydrogen og jod ble plassert i en beholder med en kapasitet på 0,2 liter. Etter at likevekt var etablert, ble det funnet 0,7 g HI i karet. Regn ut likevektskonstanten for reaksjonen.
267. Startkonsentrasjonene av H 2 og I 2 er henholdsvis 0,6 og 1,6 mol/l. Etter at likevekt var etablert, viste konsentrasjonen av hydrogenjodid seg å være 0,7 mol/l. Regn ut likevektskonsentrasjonene av H 2 og I 2 og likevektskonstanten.
268. Ved en viss temperatur er likevektskonstanten for reaksjonen 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 lik 2,5 mol -1 · l og i en likevektsgassblanding = 0,05 mol/l og = 0,04 mol/l. Beregn startkonsentrasjonene av oksygen og NO.
269. Stoffene A og B i mengder på henholdsvis 3 og 4 mol, plassert i et kar med en kapasitet på 2 liter, reagerer i henhold til ligningen 5A + 3B = A 5 B 3.
1,6 mol stoff A reagert. Bestem mengden stoff B som er konsumert og produktet oppnådd. Regn ut likevektskonstanten.
270. Ved studering av likevekten til reaksjonen H 2 + I 2 = 2HI, ble det funnet at ved startkonsentrasjoner av H 2 og I 2 på 1 mol/l, er likevektskonsentrasjonen av HI 1,56 mol/l. Beregn likevektskonsentrasjonen av hydrogenjodid hvis startkonsentrasjonene av H 2 og I 2 var 2 mol/l.
271. Ved studering av likevekten H 2 + I 2 = 2HI viste det seg at likevektskonsentrasjonene av H 2, I 2 og HI er lik henholdsvis 4,2; 4,2; 1,6 mol/l. I et annet forsøk utført ved samme temperatur ble likevektskonsentrasjonene av I 2 og HI funnet å være 4,0 og 1,5 mol/l. Regn ut hydrogenkonsentrasjonen i dette eksperimentet.
272. Ved en viss temperatur i likevektsgasssystemet SO 2 – O 2 – SO 3 var konsentrasjonene av stoffer henholdsvis 0,035; 0,15 og 0,065 mol/l. Regn ut likevektskonstanten og begynnelseskonsentrasjonene til stoffene, anta at det kun er oksygen og SO 2.
273. I et kar med en kapasitet på 8,5 liter er likevekten CO (g) + Cl 2 (g) = COCl 2 (g) etablert. Sammensetningen av likevektsblandingen (g): CO – 11, Cl 2 – 38 og COCl 2 – 42. Regn ut likevektskonstanten for reaksjonen.
274. Hvordan påvirker reaksjonene H 2 (g) + Cl 2 (g) = 2HCl (g) , ∆ likevektsforskyvningen og likevektskonstanten H < 0, следующие факторы: а) увеличение концентраций Н 2 , Cl 2 и HCl; б) увеличение давления в 3 раза; в) повышение температуры?
275. Startkonsentrasjonene av NO og Cl 2 i det homogene systemet 2NO + Cl 2 = 2NOCl er henholdsvis 0,5 og 0,2 mol/dm 3. Beregn likevektskonstanten hvis 35 % av NO har reagert ved likevektstidspunktet.
Termodynamikkens første lov lar oss beregne de termiske effektene av ulike prosesser, men gir ikke informasjon om prosessens retning.
For prosesser som skjer i naturen er to drivkrefter kjent:
1. Systemets ønske om å flytte til en tilstand med minst mulig energi;
2. Systemets ønske om å oppnå den mest sannsynlige tilstanden, som er preget av maksimalt antall uavhengige partikler.
Den første faktoren er preget av en endring i entalpi. Saken under vurdering må være ledsaget av frigjøring av varme, derfor DH< 0.
Den andre faktoren bestemmes av temperatur og endring entropi.
Entropi (S)- termodynamisk funksjon av tilstanden til systemet, som gjenspeiler sannsynligheten for implementering av en bestemt tilstand av systemet i prosessen med varmeveksling.
Som energi er ikke entropi en eksperimentelt bestemt størrelse. I en reversibel prosess som skjer under isotermiske forhold, kan endringen i entropi beregnes ved å bruke formelen:
Dette betyr at under en irreversibel prosess øker entropien på grunn av omdannelsen av en del av arbeidet til varme.
Således, i reversible prosesser, utfører systemet maksimalt mulig arbeid. I en irreversibel prosess gjør systemet alltid mindre arbeid.
Overgangen av tapt arbeid til varme er et trekk ved varme som en makroskopisk uordnet form for energioverføring. Dette gir opphav til tolkningen av entropi som et mål på uorden i et system:
Med økende uorden i et system, øker entropien, og omvendt, med orden i systemet, avtar entropien.
Således, i prosessen med vannfordampning, øker entropien, og i prosessen med vannkrystallisering avtar den. I dekomponeringsreaksjoner øker entropien, i forbindelsesreaksjoner avtar den.
Den fysiske betydningen av entropi ble etablert av statistisk termodynamikk. I følge Boltzmanns ligning:
Retningen til den spontane forekomsten av prosessen avhenger av forholdet mellom mengdene på venstre og høyre side av det siste uttrykket.
Hvis prosessen foregår under isobarisk-isotermiske forhold, kalles prosessens samlede drivkraft Gibbs fri energi eller isobarisk-isotermisk potensial (DG):
| . | (15) |
DG-verdien lar deg bestemme retningen for den spontane forekomsten av prosessen:
Hvis DG< 0, то процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении;
Hvis DG > 0, fortsetter prosessen spontant i motsatt retning;
Hvis DG=0, da er tilstanden likevekt.
I levende organismer, som er åpne systemer, er hovedkilden til energi for mange biologiske reaksjoner - fra proteinbiosyntese og ionetransport til muskelsammentrekning og elektrisk aktivitet av nerveceller - ATP (adenosin-5¢-trifosfat).
Energi frigjøres under ATP-hydrolyse:
ATP + H 2 O ⇄ ADP + H 3 PO 4
hvor ADP er adenosin-5¢-difosfat.
DG 0 av denne reaksjonen er -30 kJ, derfor fortsetter prosessen spontant i foroverretningen.
Analyse av forholdet mellom entalpi- og entropifaktorene i ligningen for beregning av det isobariske-isotermiske potensialet lar oss trekke følgende konklusjoner:
1. Ved lave temperaturer dominerer entalpifaktoren, og eksoterme prosesser oppstår spontant;
2. Ved høye temperaturer dominerer entropifaktoren, og prosesser ledsaget av en økning i entropi oppstår spontant.
Basert på materialet som presenteres kan vi formulere Termodynamikkens II lov:
Under isobarisk-isotermiske forhold i et isolert system oppstår de prosessene som er ledsaget av en økning i entropi spontant.
Faktisk, i et isolert system, er varmeveksling umulig, derfor er DH = 0 og DG » -T×DS. Dette viser at hvis DS-verdien er positiv, så er DG-verdien negativ, og derfor fortsetter prosessen spontant i foroverretningen.
En annen formulering av termodynamikkens andre lov:
En ukompensert overføring av varme fra mindre oppvarmede legemer til mer oppvarmede er umulig.
I kjemiske prosesser bestemmes endringer i entropi og Gibbs energi i samsvar med Hess lov:
| , | (16) |
| . | (17) |
Reaksjoner som DG< 0 называют eksergonisk.
Reaksjoner som DG > 0 kalles for endergonisk.
DG-verdien til en kjemisk reaksjon kan også bestemmes ut fra forholdet:
DG = DH - T×DS.
I tabellen Figur 1 viser muligheten (eller umuligheten) for en spontan reaksjon for ulike kombinasjoner av tegn DH og DS.
Standarder for problemløsning
1. Noen reaksjon skjer med en reduksjon i entropi. Bestem under hvilke forhold den spontane forekomsten av denne reaksjonen er mulig.
Betingelsen for spontan forekomst av en reaksjon er en reduksjon i Gibbs frie energi, dvs. DG< 0. Изменение DG можно рассчитать по формуле:
Siden entropien avtar under reaksjonen (DS< 0), то энтропийный фактор препятствует самопроизвольному протеканию данной реакции. Таким образом, самопроизвольное протекание данной реакции может обеспечить только энтальпийный фактор. Для этого необходимо выполнение следующих условий:
1) DH< 0 (реакция экзотермическая);
2) 
(prosessen må foregå ved lave temperaturer).
2. Den endoterme nedbrytningsreaksjonen skjer spontant. Estimer endringen i entalpi, entropi og Gibbs frie energi.
1) Siden reaksjonen er endoterm, DH > 0.
2) I dekomponeringsreaksjoner øker entropien, derfor DS > 0.
3) Den spontane forekomsten av reaksjonen indikerer at DG< 0.
3. Beregn standardentalpien for kjemosyntese som forekommer i bakterien Thiobacillus denitrificans:
6KNO 3(fast) + 5S (fast) + 2CaCO 3(fast) = 3K 2 SO 4(fast) + 2CaSO 4(fast) + 2CO 2(gass) + 3N 2(gass)
i henhold til verdiene til standardentalpier for dannelse av stoffer:
La oss skrive ned uttrykket til den første konsekvensen fra Hess lov, og ta hensyn til det faktum at standardentalpiene for dannelse av svovel og nitrogen er lik null:
= (3× K 2 SO 4 + 2× CaSO 4 + 2× CO 2) -
- (6× KNO 3 + 2× CaCO 3).
La oss erstatte verdiene til standardentalpiene for dannelse av stoffer:
3×(-1438) + 2×(-1432) + 2×(-393,5) - (6×(-493) + 2×(-1207)).
2593 kJ.
Fordi< 0, то реакция экзотермическая.
4. Regn ut standardentalpien til reaksjonen:
2C 2 H 5 OH (væske) = C 2 H 5 OC 2 H 5 (væske) + H 2 O (væske)
i henhold til verdiene til standardentalpier for forbrenning av stoffer:
C2H5OH = -1368 kJ/mol;
C2H5OC2H5 = -2727 kJ/mol.
La oss skrive uttrykket for den andre konsekvensen fra Hess lov, og ta i betraktning det faktum at standardentalpien for forbrenning av vann (høyere oksid) er null:
2 x C 2 H 5 OH - C 2 H 5 OC 2 H 5 .
La oss erstatte verdiene til standardentalpiene for forbrenning av stoffene som deltar i reaksjonen:
2×(-1368) - (-2727).
Konsekvenser fra Hess lov gjør det mulig å beregne ikke bare standardentalpiene for reaksjoner, men også verdiene til standardentalpiene for dannelse og forbrenning av stoffer ved å bruke indirekte data.
5. Bestem standardentalpien for dannelse av karbonmonoksid (II) ved å bruke følgende data:
Fra ligning (1) kan man se at standardendringen i entalpien til denne reaksjonen tilsvarer standardentalpien for dannelse av CO 2.
La oss skrive ned uttrykket til den første konsekvensen fra Hess’ lov for reaksjon (2):
CO = CO 2 -.
La oss erstatte verdiene og få:
CO = -293,5 - (-283) = -110,5 kJ/mol.
Dette problemet kan løses på en annen måte.
Trekker vi den andre fra den første ligningen, får vi:
6. Regn ut standardentropien til reaksjonen:
CH 4 (gass) + Cl 2 (gass) = CH 3 Cl (gass) + HCl (gass),
i henhold til verdiene til standardentropier av stoffer:
Vi beregner standardentropien til reaksjonen ved å bruke formelen:
= (CH3Cl + HCl) - (CH4 + Cl2).
234 + 187 - (186 + 223) = 12 J/(mol×K).
7. Beregn standard Gibbs energi for reaksjonen:
C 2 H 5 OH (væske) + H 2 O 2 (væske) = CH 3 COH (gass) + 2H 2 O (væske)
i henhold til følgende data:
Bestem om spontan forekomst av denne reaksjonen er mulig under standardbetingelser.
Vi beregner standard Gibbs energi for reaksjonen ved å bruke formelen:
= (CH 3 COH + 2 × H 2 O) - (C 2 H 5 OH + H 2 O 2).
Ved å erstatte tabellverdiene får vi:
129 + 2 x (-237) - ((-175) + (-121) = -307 kJ/mol.
Fordi< 0, то самопроизвольное протекание данной реакции возможно.
C 6 H 12 O 6 (fast stoff) + 6O 2 (gass) = 6CO 2 (gass) + 6H 2 O (væske).
i henhold til kjente data:
Vi beregner verdiene til standardentalpien og entropien til reaksjonen ved å bruke den første konsekvensen av Hess' lov:
6 CO 2 + 6 H 2 O - C 6 H 12 O 6 - 6 O 2 =
6×(-393,5) + 6×(-286) - (-1274,5) - 6×0 = -2803 kJ;
6 CO 2 + 6 H 2 O - C 6 H 12 O 6 - 6 O 2 =
6x214 + 6x70 - 212 - 6x205 = 262 J/K = 0,262 kJ/K.
Vi finner standard Gibbs energi for reaksjonen fra relasjonen:
T× = -2803 kJ - 298,15 K×0,262 kJ/K =
9. Beregn standard Gibbs-energi for hydratiseringsreaksjonen til serumalbumin ved 25 0 C, for hvilken DH 0 = -6,08 kJ/mol, DS 0 = -5,85 J/(mol×K). Vurder bidraget til entalpi- og entropifaktorene.
Vi beregner standard Gibbs energi for reaksjonen ved å bruke formelen:
DG 0 = DH 0 - T×DS 0.
Ved å erstatte verdiene får vi:
DG 0 = -6,08 kJ/mol - 298 K×(-5,85×10 - 3) kJ/(mol×K) =
4,34 kJ/mol.
I dette tilfellet forhindrer entropifaktoren at reaksjonen oppstår, og entalpifaktoren favoriserer den. Spontan reaksjon er mulig forutsatt at 
ved lave temperaturer.
10. Bestem temperaturen ved hvilken trypsindenatureringsreaksjonen vil skje spontant, hvis = 283 kJ/mol, = 288 J/(mol×K).
Temperaturen der begge prosessene er like sannsynlige kan finnes fra forholdet:
I dette tilfellet forhindrer entalpifaktoren at reaksjonen oppstår, og entropifaktoren favoriserer den. Spontan reaksjon er mulig forutsatt at:
Dermed er betingelsen for den spontane forekomsten av prosessen T > 983 K.
Spørsmål for selvkontroll
1. Hva er et termodynamisk system? Hvilke typer termodynamiske systemer kjenner du til?
2. List opp de termodynamiske parameterne du kjenner til. Hvilke blir målt? Hvilke er ikke målbare?
3. Hva er en termodynamisk prosess? Hva er navnene på prosesser som oppstår når en av parameterne er konstant?
4. Hvilke prosesser kalles eksoterme? Hvilke er endoterme?
5. Hvilke prosesser kalles reversible? Hvilke er irreversible?
6. Hva menes med begrepet "systemtilstand"? Hva er systemtilstandene?
7. Hvilke systemer studerer klassisk termodynamikk? Formuler det første og andre postulatet av termodynamikk.
8. Hvilke variabler kalles tilstandsfunksjoner? List opp tilstandsfunksjonene du kjenner.
9. Hva er indre energi? Er det mulig å måle indre energi?
10. Hva er entalpi? Hva er dens dimensjon?
11. Hva er entropi? Hva er dens dimensjon?
12. Hva er Gibbs fri energi? Hvordan kan det beregnes? Hva kan du finne ut ved å bruke denne funksjonen?
13. Hvilke reaksjoner kalles eksergoniske? Hvilke er endergoniske?
14. Formuler termodynamikkens første lov. Hva er ekvivalensen mellom varme og arbeid?
15. Formuler Hess’ lov og konsekvenser av den. Hva er standardentalpien for dannelse (forbrenning) av et stoff?
16. Formuler termodynamikkens andre lov. Under hvilke forhold skjer en prosess spontant i et isolert system?
Varianter av oppgaver for selvstendig løsning
Valg 1
4NH 3 (gass) + 5O 2 (gass) = 4NO (gass) + 6H 2 O (gass),
Bestem hvilken type (exo- eller endotermisk) denne reaksjonen tilhører.
C 2 H 6 (gass) + H 2 (gass) = 2CH 4 (gass),
3. Beregn standard Gibbs-energi for hydratiseringsreaksjonen til b-laktoglobulin ved 25 0 C, for hvilken DH 0 = -6,75 kJ, DS 0 = -9,74 J/K. Vurder bidraget til entalpi- og entropifaktorene.
Alternativ nr. 2
1. Regn ut standardentalpien til reaksjonen:
2NO 2 (gass) + O 3 (gass) = O 2 (gass) + N 2 O 5 (gass),
ved å bruke verdiene til standardentalpier for dannelse av stoffer:
Bestem hvilken type (exo- eller endotermisk) denne reaksjonen tilhører.
2. Regn ut standardentalpien til reaksjonen:
ved å bruke verdiene til standardentalpier for forbrenning av stoffer:
3. Beregn standard Gibbs-energi for reaksjonen av termisk denaturering av chymotrypsinogen ved 50 0 C, for hvilken DH 0 = 417 kJ, DS 0 = 1,32 J/K. Vurder bidraget til entalpi- og entropifaktorene.
Alternativ nr. 3
1. Beregn standardentalpien for reaksjonen av benzenhydrogenering til cykloheksan på to måter, dvs. ved å bruke verdiene til standardentalpiene for dannelse og forbrenning av stoffer:
Cu (fast) + ZnO (fast) = CuO (fast) + Zn (fast)
3. Når 12,7 g kobber(II)oksid reduseres med kull (for å danne CO), absorberes 8,24 kJ varme. Bestem standardentalpien for dannelse av CuO hvis CO = -111 kJ/mol.
Alternativ nr. 4
1. Beregn standardentalpien for kjemosyntese som forekommer i de autotrofe bakteriene Baglatoa og Thiothpix, etter stadier og totalt:
2H 2S (gass) + O 2 (gass) = 2H 2 O (væske) + 2S (fast stoff);
2S (fast stoff) + 3O 2 (gass) + 2H 2 O (væske) = 2H 2 SO 4 (væske),
2. Regn ut standardentalpien til reaksjonen:
C 6 H 12 O 6 (fast stoff) = 2C 2 H 5 OH (væske) + 2CO 2 (gass),
ved å bruke verdiene til standardentalpier for forbrenning av stoffer:
4HCl (gass) + O 2 (gass) = 2Cl 2 (gass) + 2H 2 O (væske)
i henhold til kjente data:
Alternativ #5
1. Regn ut standardentalpien til reaksjonen:
2CH 3 Cl (gass) + 3O 2 (gass) = 2CO 2 (gass) + 2H 2 O (væske) + 2HCl (gass),
ved å bruke verdiene til standardentalpier for dannelse av stoffer:
Bestem hvilken type (exo- eller endotermisk) denne reaksjonen tilhører.
2. Regn ut standardentalpien til reaksjonen:
C 6 H 6 (væske) + 3H 2 (gass) = C 6 H 12 (væske),
ved å bruke verdiene til standardentalpier for forbrenning av stoffer:
3. Beregn standard Gibbs-energien til trypsindenatureringsreaksjonen ved 50 0 C, hvor DH 0 = 283 kJ, DS 0 = 288 J/K). Vurder muligheten for at prosessen skjer i retning fremover.
Alternativ #6
1. Beregn standardentalpien for kjemosyntese som forekommer i de autotrofe bakteriene Thiobacillus Thioparus:
5Na 2 S 2 O 3 × 5H 2 O (fast stoff) + 7O 2 (gass) = 5Na 2 SO 4 (fast stoff) + 3H 2 SO 4 (flytende) + 2S (fast stoff) + 22 H 2 O (flytende .) ,
Bestem hvilken type (exo- eller endotermisk) denne reaksjonen tilhører.
2. Regn ut standardentalpien til reaksjonen:
C 6 H 5 NO 2 (væske) + 3H 2 (gass) = C 6 H 5 NH 2 (væske) + 2H 2 O (væske),
ved å bruke verdiene til standardentalpier for forbrenning av stoffer:
3. Vurder rollen til entalpi- og entropifaktorer for reaksjonen:
H 2 O 2 (væske) + O 3 (gass) = 2O 2 (gass) + H 2 O (væske)
i henhold til kjente data:
Bestem temperaturen ved hvilken reaksjonen vil foregå spontant.
Alternativ nr. 7
1. Beregn standardentalpien for dannelse av CH 3 OH ved å bruke følgende data:
CH 3 OH (væske) + 1,5O 2 (gass) = CO 2 (gass) + 2H 2 O (væske) DH 0 = -726,5 kJ;
C (grafitt) + O 2 (gass) = CO 2 (gass) DH 0 = -393,5 kJ;
H 2 (gass) + 0,5O 2 (gass) = H 2 O (væske) DH 0 = -286 kJ.
2. Vurder muligheten for en spontan reaksjon:
8Al (sol.) + 3Fe 3 O 4 (sol.) = 9Fe (sol.) + Al 2 O 3 (sol.)
under standardforhold, hvis:
3. Beregn verdien av DH 0 for mulige reaksjoner av glukosekonvertering:
1) C6H12O6 (cr.) = 2C2H5OH (væske) + 2CO2 (gass);
2) C 6 H 12 O 6 (rød) + 6O 2 (gass) = 6CO 2 (gass) + 6H 2 O (væske).
i henhold til kjente data:
Hvilken av disse reaksjonene frigjør mest energi?
Alternativ nr. 8
1. Beregn standardentalpien for dannelse av MgCO 3 ved å bruke følgende data:
MgO (fast stoff) + CO 2 (gass) = MgCO 3 (fast stoff) +118 kJ;
C 2 H 6 (gass) + H 2 (gass) = 2CH 4 (gass)
i henhold til kjente data:
3. Hvilke av følgende oksider: CaO, FeO, CuO, PbO, FeO, Cr 2 O 3 kan reduseres med aluminium til fritt metall ved 298 K:
Alternativ nr. 9
1. Beregn standardentalpien for dannelse av Ca 3 (PO 4) 2 ved å bruke følgende data:
3CaO (tv.) + P 2 O 5 (tv.) = Ca 3 (PO 4) 2 (tv.) DH 0 = -739 kJ;
P 4 (tv.) + 5O 2 (gass) = 2P 2 O 5 (tv.) DH 0 = -2984 kJ;
Ca (fast) + 0,5O 2 (gass) = CaO (fast) DH 0 = -636 kJ.
2. Vurder muligheten for en spontan reaksjon:
Fe 2 O 3 (fast stoff) + 3CO (gass) = 2Fe (fast stoff) + 3CO 2 (gass)
under standardforhold, hvis:
3. Bestem hvilke av følgende oksider: CuO, PbO 2, ZnO, CaO, Al 2 O 3 som kan reduseres med hydrogen til fritt metall ved 298 K, hvis det er kjent:
Alternativ nr. 10
1. Beregn standardentalpien for dannelse av etanol ved å bruke følgende data:
DH 0 forbrenning C2H5OH = -1368 kJ/mol;
C (grafitt) + O 2 (gass) = CO 2 (gass) +393,5 kJ;
H 2 (gass) + O 2 (gass) = H 2 O (væske) +286 kJ.
2. Regn ut standardentropien til reaksjonen:
C 2 H 2 (gass) + 2H 2 (gass) = C 2 H 6 (gass),
i henhold til kjente data:
3. Beregn mengden energi som vil bli frigjort i kroppen til en person som spiste 2 sukkerbiter, 5 g hver, forutsatt at hovedmåten for sukrosemetabolisme er redusert til oksidasjon:
C 12 H 22 O 11 (faststoff) + 12O 2 (gass) = 12CO 2 (gass) + 11 H 2 O (væske) = -5651 kJ.
Alternativ nr. 11
1. Beregn standardentalpien for dannelse av C2H4 ved å bruke følgende data:
C 2 H 4 (gass) + 3O 2 (gass) = 2CO 2 (gass) + 2H 2 O (væske) +1323 kJ;
C (grafitt) + O 2 (gass) = CO 2 (gass) +393,5 kJ;
H 2 (gass) + 0,5O 2 (gass) = H 2 O (væske) +286 kJ.
2. Uten å gjøre beregninger, sett tegnet DS 0 for følgende prosesser:
1) 2NH 3 (gass) = N 2 (gass) + 3H 2 (gass);
2) CO 2 (cr.) = CO 2 (gass);
3) 2NO (gass) + O 2 (gass) = 2NO 2 (gass).
3. Bestem med hvilken reaksjonsligning nedbrytningen av hydrogenperoksid vil foregå under standardbetingelser:
1) H 2 O 2 (gass) = H 2 (gass) + O 2 (gass);
2) H 2 O 2 (gass) = H 2 O (væske) + 0,5 O 2 (gass),
Alternativ nr. 12
1. Beregn standardentalpien for dannelse av ZnSO 4 ved å bruke følgende data:
2ZnS + 3O2 = 2ZnO + SO 2 DH 0 = -890 kJ;
2S02 + O2 = 2S03 DH0 = -196 kJ;
H 2 O (faststoff) = H 2 O (flytende),
H 2 O (væske) = H 2 O (gass),
H 2 O (fast stoff) = H 2 O (gass).
i henhold til kjente data:
3. Beregn hvor mye energi som vil frigjøres ved forbrenning av 10 g benzen, ved å bruke følgende data:
Alternativ nr. 14
1. Beregn standardentalpien for dannelse av PCl 5 fra følgende data:
P 4 (fast) + 6Cl 2 (gass) = 4PCl 3 (gass) DH 0 = -1224 kJ;
PCl 3 (gass) + Cl 2 (gass) = PCl 5 (gass) DH 0 = -93 kJ.
2. Beregn standardendringen i Gibbs-energien for dannelse av karbondisulfid CS 2 ved å bruke følgende data:
CS 2 (væske) + 3O 2 (gass) = CO 2 (gass) + 2SO 2 (gass) DG 0 = -930 kJ;
CO2 = -394 kJ/mol; S02 = -300 kJ/mol.
3. Vurder rollen til entalpi- og entropifaktorer for reaksjonen:
CaCO 3 (fast stoff) = CaO (fast stoff) + CO 2 (gass)
i henhold til kjente data:
Bestem temperaturen ved hvilken reaksjonen vil foregå spontant.
Alternativ nr. 15
1. Beregn den termiske effekten av reaksjonen for dannelse av krystallinsk hydrat CuSO 4 × 5H 2 O, fortsett i henhold til ligningen:
CuSO 4 (fast) + 5H 2 O (flytende) = CuSO 4 × 5H 2 O (fast stoff),
