„FUNDAMENTELE TERMODINAMICII CHIMICE, CINETICA CHIMICA SI ECHILIBRIUL”
Fundamentele termodinamicii chimice
1 . Ce studiază termodinamica chimică:
1) rata transformărilor chimice și mecanismele acestor transformări;
2) caracteristicile energetice ale proceselor fizice și chimice și capacitatea sistemelor chimice de a efectua lucrări utile;
3) condiţiile de schimbare a echilibrului chimic;
4) influența catalizatorilor asupra vitezei proceselor biochimice.
2. Un sistem deschis este un sistem care:
3. Un sistem închis este un sistem care:
1) nu face schimb de materie sau energie cu mediul;
2) schimbă atât materie cât și energie cu mediul;
3) face schimb de energie cu mediul, dar nu face schimb de materie;
4) face schimb de materie cu mediul, dar nu face schimb de energie.
4. Un sistem izolat este un sistem care:
1) nu face schimb de materie sau energie cu mediul;
2) schimbă atât materie cât și energie cu mediul;
3) face schimb de energie cu mediul, dar nu face schimb de materie;
4) face schimb de materie cu mediul, dar nu face schimb de energie.
5. Cărui tip de sisteme termodinamice aparține soluția aflată într-o fiolă etanșată plasată într-un termostat?
1) izolat;
2) deschis;
3) închis;
4) staționar.
6. Cărui tip de sisteme termodinamice aparține soluția din fiola sigilată?
1) izolat;
2) deschis;
3) închis;
4) staționar.
7. Cărui tip de sisteme termodinamice aparține o celulă vie?
1) deschis;
2) închis;
3) izolat;
4) echilibru.
8 . Ce parametri ai unui sistem termodinamic se numesc extensivi?
1) a cărui mărime nu depinde de numărul de particule din sistem;
3) a cărui valoare depinde de starea de agregare a sistemului;
9. Ce parametri ai unui sistem termodinamic se numesc intensiv?
!) a căror magnitudine nu depinde de numărul de particule din sistem;
2) a cărui mărime depinde de numărul de particule din sistem;
3) a cărui valoare depinde de starea de agregare;
4) a cărui mărime depinde de timp.
10 . Funcțiile stării unui sistem termodinamic sunt mărimi care:
1) depind doar de starea inițială și finală a sistemului;
2) depind de calea procesului;
3) depind doar de starea inițială a sistemului;
4) depind doar de starea finală a sistemului.
11 . Ce mărimi sunt funcţii ale stării sistemului: a) energia internă; b) munca; c) căldură; d) entalpie; d) entropia.
3) toate cantitățile;
4) a, b, c, d.
12 . Care dintre următoarele proprietăți sunt intensive: a) densitatea; b) presiunea; c) masa; d) temperatura; e) entalpie; e) volum?
3) b, c, d, f;
13. Care dintre următoarele proprietăți sunt extensive: a) densitate; b) presiunea; c) masa; d) temperatura; e) entalpie; e) volum?
3) b, c, d, f;
14 . Ce forme de schimb de energie între sistem și mediu sunt considerate de termodinamică: a) căldură; b) munca; c) chimic; d) electrice; e) mecanică; e) nucleare și solare?
2) c, d, e, f;
3) a, c, d, e, f;
4) a, c, d, e.
15. Procesele care au loc la o temperatură constantă se numesc:
1) izobar;
2) izotermă;
3) izocoric;
4) adiabatic.
16 . Procesele care au loc la volum constant se numesc:
1) izobar;
2) izotermă;
3) izocoric;
4) adiabatic.
17 . Procesele care au loc la presiune constantă se numesc:
1) izobar;
2) izotermă;
3) izocoric;
4) adiabatic.
18 . Energia internă a unui sistem este: 1) întreaga rezervă de energie a sistemului, cu excepția energiei potențiale a poziției sale și a energiei cinetice a sistemului în ansamblu;
2) întreaga rezervă de energie a sistemului;
3) întreaga rezervă de energie a sistemului, cu excepția energiei potențiale a poziției acestuia;
4) o mărime care caracterizează gradul de dezordine în aranjarea particulelor sistemului.
19 . Ce lege reflectă relația dintre lucru, căldură și energia internă a unui sistem?
1) a doua lege a termodinamicii;
2) legea lui Hess;
3) prima lege a termodinamicii;
4) legea lui van't Hoff.
20 . Prima lege a termodinamicii reflectă relația dintre:
1) munca, caldura si energia interna;
2) Energia liberă Gibbs, entalpia și entropia sistemului;
3) funcționarea și căldura sistemului;
4) munca și energia internă.
21 . Care ecuație este expresia matematică a primei legi a termodinamicii pentru sisteme izolate?
l)AU=0 2)AU=Q-p-AV 3)AG = AH-TAS
22 . Care ecuație este expresia matematică a primei legi a termodinamicii pentru sistemele închise?
1)AU=0; 2)AU=Q-p-AV;
3) AG = AH - T*AS;
23 . Este energia internă a unui sistem izolat o mărime constantă sau variabilă?
1) constantă;
2) variabilă.
24 . Într-un sistem izolat, reacția de ardere a hidrogenului are loc cu formarea apei lichide. Se schimbă energia internă și entalpia sistemului?
1) energia internă nu se va modifica, entalpia se va modifica;
2) energia internă se va schimba, entalpia nu se va modifica;
3) energia internă nu se va modifica, entalpia nu se va modifica;
4) energia internă se va schimba, entalpia se va schimba.
25 . În ce condiții este modificarea energiei interne egală cu căldura primită de sistem din mediul înconjurător?
1) la volum constant;
3) la presiune constantă;
4) sub nicio formă.
26 . Efectul termic al unei reacții care are loc la volum constant se numește modificare:
1) entalpie;
2) energie internă;
3) entropia;
4) Energia liberă Gibbs.
27 . Entalpia unei reacții este:
28. Procesele chimice în timpul cărora entalpia sistemului scade și căldura este eliberată în mediul extern se numesc:
1) endotermic;
2) exotermic;
3) exergonic;
4) endergonic.
29 . În ce condiții este modificarea entalpiei egală cu căldura primită de sistem din mediul înconjurător?
1) la volum constant;
2) la temperatura constanta;
3) la presiune constantă;
4) sub nicio formă.
30 . Efectul termic al unei reacții care are loc la presiune constantă se numește modificare:
1) energie internă;
2) niciuna dintre definițiile anterioare nu este corectă;
3) entalpie;
4) entropia.
31. Ce procese se numesc endoterme?
32 . Ce procese se numesc exoterme?
1) pentru care AN este negativ;
2) pentru care AG este negativ;
3) pentru care AN este pozitiv;
4) pentru care AG este pozitiv.
33 . Precizați formularea legii lui Hess:
1) efectul termic al reacției depinde numai de starea inițială și finală a sistemului și nu depinde de calea reacției;
2) căldura absorbită de sistem la un volum constant este egală cu modificarea energiei interne a sistemului;
3) căldura absorbită de sistem la presiune constantă este egală cu modificarea entalpiei sistemului;
4) efectul termic al reacției nu depinde de starea inițială și finală a sistemului, ci depinde de calea reacției.
34. Ce lege stă la baza calculului conținutului caloric al alimentelor?
1) van't Hoff;
3) Sechenov;
35. Când oxidați ce substanțe în condițiile corpului, se eliberează mai multă energie?
1) proteine;
3) carbohidrați;
4) carbohidrați și proteine.
36 . Un proces spontan este un proces care:
1) efectuat fără ajutorul unui catalizator;
2) însoțită de degajare de căldură;
3) realizat fără consum extern de energie;
4) procedează rapid.
37 . Entropia unei reacții este:
1) cantitatea de căldură care este eliberată sau absorbită în timpul unei reacții chimice în condiții izobar-izoterme;
2) cantitatea de căldură care este eliberată sau absorbită în timpul unei reacții chimice în condiții izocorico-izoterme;
3) o valoare care caracterizează posibilitatea producerii spontane a procesului;
4) o mărime care caracterizează gradul de dezordine în aranjarea și mișcarea particulelor în sistem.
38 . Ce funcție de stare caracterizează tendința unui sistem de a atinge o stare probabilă care să corespundă aleatoriei maxime a distribuției particulelor?
1) entalpie;
2) entropia;
3) energia Gibbs;
4) energie internă.
39 . Care este relația dintre entropiile a trei stări agregate ale unei substanțe: gaz, lichid, solid:
I) S (g) > S (g) > S (tv); 2) S(solid)>S(g)>S(g); 3)S(g)>S(g)>S(TB); 4) starea de agregare nu afectează valoarea entropiei.
40 . Care dintre următoarele procese ar trebui să prezinte cea mai mare modificare pozitivă a entropiei:
1) CH3OH (s) --> CH,OH (g);
2) CH4OH (s) --> CH3OH (l);
3) CH,OH (g) -> CH4OH (s);
4) CH,OH (l) -> CH3OH (sol).
41 . Alegeți afirmația corectă: entropia sistemului crește atunci când:
1) presiune crescută;
2) trecerea de la starea de agregare lichidă la solidă
3) creșterea temperaturii;
4) trecerea de la starea gazoasă la starea lichidă.
42. Ce funcție termodinamică poate fi utilizată pentru a prezice dacă o reacție va avea loc spontan într-un sistem izolat?
1) entalpie;
2) energie internă;
3) entropia;
4) energia potențială a sistemului.
43 . Care ecuație este expresia matematică a legii a 2-a a termodinamicii pentru sisteme izolate?
44 . Dacă sistemul primește reversibil o cantitate de căldură Q la temperatura T, atunci aproximativ T;
2) crește cu cantitatea Q/T;
3) crește cu o cantitate mai mare decât Q/T;
4) crește cu o sumă mai mică decât Q/T.
45 . Într-un sistem izolat, o reacție chimică are loc spontan pentru a forma o anumită cantitate de produs. Cum se schimbă entropia unui astfel de sistem?
1) crește
2) scade
3) nu se schimbă
4) atinge valoarea minimă
46 . Indicați în ce procese și în ce condiții modificarea entropiei poate fi egală cu munca procesului?
1) în condiţii izobare, la P şi T constante;
2) în condiţii izocorice, la V şi T constante;
H) modificarea entropiei nu este niciodată egală cu munca; 4) în condiţii izoterme, la constanta P şi 47 . Cum se va schimba energia legată a sistemului TS atunci când este încălzit și când se condensează?
1) crește odată cu încălzirea, scade odată cu condensarea;
2) scade cu incalzirea, creste cu condens;
3) nu există nicio modificare în T-S;
4) crește odată cu încălzirea și condensul.
48 . Ce parametri ai sistemului trebuie menținuti constanți, astfel încât semnul modificării entropiei să poată fi folosit pentru a judeca direcția cursului spontan al procesului?
1) presiunea și temperatura;
2) volum și temperatură;
3) energie și volum intern;
4) numai temperatura.
49 . Într-un sistem izolat, toate procesele spontane decurg în direcția creșterii tulburării. Cum se schimbă entropia?
1) nu se modifică;
2) crește;
3) scade;
4) mai întâi crește și apoi scade.
50 . Entropia crește cu cantitatea Q/T pentru:
1) proces reversibil;
2) proces ireversibil;
3) omogen;
4) eterogen.
51 Cum se modifică entropia sistemului datorită reacțiilor directe și inverse în timpul sintezei amoniacului?
3) entropia nu se modifică în timpul reacției;
4) entropia crește pentru reacțiile directe și inverse.
52 . Ce factori care acționează simultan determină direcția unui proces chimic?
1) entalpie și temperatură;
2) entalpie și entropie;
3) entropia și temperatura;
4) modificări ale energiei Gibbs și ale temperaturii.
53. În condiții izobaric-izoterme, munca maximă efectuată de sistem este:
1) egal cu scăderea energiei Gibbs;
2) pierdere mai mare de energie Gibbs;
3) mai puțină pierdere de energie Gibbs;
4) este egal cu pierderea de entalpie.
54 . Ce condiții trebuie îndeplinite pentru ca lucrul maxim în sistem să fie realizat datorită scăderii energiei Gibbs?
1) este necesar să se mențină constante V și t;
2) este necesar să se mențină constante P și t;
3) este necesar să se mențină constantă AH și AS;
4) este necesar să se mențină constant P&V
55 . Ce cauzează munca maximă utilă efectuată într-o reacție chimică la presiune și temperatură constante?
1) datorită scăderii energiei Gibbs;
3) datorită creșterii entalpiei;
4) datorită scăderii entropiei.
56. Datorită căruia este munca maximă utilă efectuată de un organism viu în condiții izobaric-izoterme?
1) din cauza pierderii entalpiei;
2) datorită creșterii entropiei;
3) datorită scăderii energiei Gibbs;
4) datorită creșterii energiei Gibbs.
57 . Ce procese se numesc endergonice?
58. Ce procese se numesc exergonice?
2) AG 0; 4) AG > 0.
59. Natura spontană a procesului este cel mai bine determinată prin evaluarea:
1) entropie;
3) entalpie;
2) Energia liberă Gibbs;
4) temperatura.
60 . Ce funcție termodinamică poate fi utilizată pentru a prezice posibilitatea ca procese spontane să apară într-un organism viu?
1) entalpie;
3) entropia;
2) energie internă;
4) Energia liberă Gibbs.
61 . Pentru procesele reversibile, schimbarea energiei libere Gibbs...
1) întotdeauna egal cu zero;
2) întotdeauna negativ;
3) întotdeauna pozitiv;
62 . Pentru procesele ireversibile, modificarea energiei libere:
1) întotdeauna egal cu zero;
2) întotdeauna negativ;
3) întotdeauna pozitiv;
4) pozitiv sau negativ în funcție de circumstanțe.
63. În condiții izobaric-izoterme, numai astfel de procese pot apărea spontan într-un sistem, în urma căruia energia Gibbs este:
1) nu se modifică;
2) crește;
3) scade;
4) atinge valoarea sa maximă.
64 . Pentru o anumită reacție chimică în faza gazoasă la constanta P și TAG > 0. În ce direcție se desfășoară spontan această reacție?
D) în direcția înainte;
2) nu poate apărea în aceste condiții;
3) în sens invers;
4) este în stare de echilibru.
65 . Care este semnul AG al procesului de topire a gheții la 263 K?
66 . În care dintre următoarele cazuri reacția nu este fezabilă la nicio temperatură?
1)AH>0;AS>0; 2)AH>0;AH
3)A#4)AH= 0;AS = 0.
67. În care dintre următoarele cazuri este posibilă reacția la orice temperatură?
1)DN 0; 2)AH 0; AS > 0; 4) AH = 0; AS = 0.
68 . Daca un
1) [AN] > ;
2) pentru orice raport dintre AN și TAS; 3)(AH]
4) [AN] = [T-A S].
69 . La ce valori ale semnului AH și AS sunt posibile doar procesele exoterme în sistem?
70. La ce raporturi dintre AN și T* AS este îndreptat procesul chimic către o reacție endotermă:
71 . La ce parametri termodinamici constanți poate servi o modificare a entalpiei ca criteriu pentru direcția unui proces spontan? Ce semn de DH în aceste condiții indică un proces spontan?
1) la constanta S și P, AN
3) cu Put constant, AN
2) la constanta 5 și P, AN > 0; 4) la constanta Vn t, AH > 0.
72 . Este posibil și în ce cazuri să se judece după semnul modificării entalpiei în timpul unei reacții chimice despre posibilitatea apariției acesteia la constanta Ti P1
1) posibil, dacă LA » T-AS;
2) în aceste condiţii este imposibil;
3) posibil, dacă AN « T-AS;
4) posibil dacă AN = T-AS.
73 . Reacția ZN2 + N2 -> 2NH3 se efectuează la 110°C, astfel încât toți reactanții și produșii să fie în fază gazoasă. Care dintre următoarele valori se păstrează în timpul reacției?
2) entropia;
3) entalpie;
74 . Care dintre următoarele afirmații sunt adevărate pentru reacțiile care au loc în condiții standard?
1) reacțiile endoterme nu pot apărea spontan;
2) reacţiile endoterme pot avea loc la temperaturi suficient de scăzute;
3) reacţiile endoterme pot avea loc la temperaturi ridicate dacă AS > 0;
4) reacțiile endoterme pot apărea la temperaturi ridicate dacă AS
75 . Care sunt caracteristicile proceselor biochimice: a) se supun principiului cuplarii energetice; b) de obicei reversibile; c) complex; d) numai exergonic (AG
1) a, b, c, d;
2) b, c, d; 3) a, 6, c; 4) c, d.
76 . Reacțiile exergonice în organism apar spontan, deoarece:
77 . Reacțiile endergonice din organism necesită aprovizionare cu energie, deoarece: 1) AG >0;
78 . Când orice peptidă AH 0 este hidrolizată, acest proces va avea loc spontan?
1) va fi, deoarece AG > 0;
3) nu se va întâmpla, deoarece AG > 0;
2) va fi, deoarece AG
4) nu va fi, deoarece AG
79 . Conținutul caloric al nutrienților se numește energie:
1) 1 g de nutrienți eliberați în timpul oxidării complete;
2) 1 mol de nutrienți eliberați în timpul oxidării complete;
3) necesar pentru oxidarea completă a 1 g de nutrienți;
4) 1 mol de nutrienți necesari pentru oxidarea completă.
80 . Pentru procesul de denaturare termică a multor enzime, LA > 0 și AS > 0. Acest proces poate avea loc spontan?
1) poate la temperaturi ridicate, deoarece \T-AS\ > |BP];
2) poate la temperaturi scăzute, deoarece \T-AS\
3) nu poate, deoarece \T-AS\ > |AH];
4) nu se poate, deoarece \T-AS\
81 . Pentru procesul de hidratare termică a multor proteine AN
1) poate la temperaturi suficient de scăzute, deoarece |AH| > \T-AS\;
2) poate la temperaturi suficient de scăzute, deoarece |АА|
3) poate la temperaturi ridicate, deoarece |AH)
4) nu poate la orice temperatură.
ProgramParametrii chimic reactii, chimic echilibru; - calculați efectele termice și viteza chimic reacții... reacții; - elementele de bază chimie fizică și coloidă, chimic cinetica, electrochimie, chimic termodinamicași termochimie; ...
Obiectivele activității profesionale a absolventului. Competențe de absolvent formate ca urmare a stăpânirii unui program de învățământ superior. Documente care reglementează conținutul și organizarea procesului de învățământ pe parcursul implementării învățământului superior (3)
ReguliModulul 2. Fizică de bază chimic modele de apariție chimic proceselor Bazele chimic termodinamica. Bazele chimic cinetica. Chimic echilibru. Modulul 3.. Bazele chimia solutiilor generale...
Acest manual poate fi folosit pentru munca independentă de către studenții de specialități non-chimice
DocumentSubstanțe simple. In acest bază V chimic termodinamica a fost creat un sistem de calcul al efectelor termice..., Cr2O3? TEMA 2. CHIMIC CINETICAȘI CHIMIC ECHILIBRU După cum sa arătat mai devreme, chimic termodinamica vă permite să preziceți elementul fundamental...
Programul de lucru al disciplinei direcția de pregătire chimie
Program de lucru4.1.5. Procese redox. Bazele electrochimie Procese de oxidare-reducere. ... Metode de exprimare cantitativă a compoziţiei soluţiilor. 5 Chimic termodinamica 6 CineticaȘi echilibru. 7 Disocierea, pH-ul, hidroliza 8 ...
Curs 1 Termodinamica chimica. Cinetică chimică și cataliză PLAN 1. Concepte de bază ale termodinamicii. 2. Termochimie. 3. Echilibru chimic. 4. Viteza reacțiilor chimice. 5. Influența temperaturii asupra vitezei reacțiilor. 6. Fenomenul de cataliză. Întocmit de: dr., conf. univ. Ivanets L.M., as. Kozachok S.S. Asistent lector al departamentului de chimie farmaceutică Kozachok Solomeya Stepanovna
Termodinamica - Termodinamica este o ramură a fizicii care studiază transformările reciproce ale diferitelor tipuri de energie asociate cu tranziția energiei sub formă de căldură și muncă. Marea importanță practică a termodinamicii este aceea că permite calcularea efectelor termice ale unei reacții, indicarea în prealabil a posibilității sau imposibilității de a efectua o reacție, precum și condițiile de apariție a acesteia.
Energia internă Energia internă este energia cinetică a tuturor particulelor sistemului (molecule, atomi, electroni) și energia potențială a interacțiunilor acestora, în plus față de energia cinetică și potențială a sistemului în ansamblu. Energia internă este o funcție de stare, adică. modificarea sa este determinată de stările inițiale și finale date ale sistemului și nu depinde de calea procesului: U = U 2 – U 1
Prima lege a termodinamicii Energia nu dispare fără urmă și nu ia naștere din nimic, ci trece doar de la un tip la altul în cantități echivalente. O mașină cu mișcare perpetuă de primul fel, adică o mașină care funcționează periodic, care produce muncă fără a pierde energie, este imposibilă. Q = U + W În orice sistem izolat, sursa totală de energie rămâne neschimbată. Q = U + W
Efectul termic al unei reacții chimice la constanta V sau p nu depinde de calea reacției, ci este determinat de natura și starea materiilor prime și a produselor de reacție Legea lui Hess H 1 H 2 H 3 H 4 Substanțe inițiale, reacție produse H 1 = H 2 + H 3 + H 4 H 1 = H 2 + H 3 + H 4
A doua lege a termodinamicii, ca și prima, este rezultatul secolelor de experiență umană. Există diferite formulări ale celei de-a doua legi, dar toate determină direcția proceselor spontane: 1. Căldura nu se poate transfera spontan de la un corp rece la unul fierbinte (postulatul lui Clausius). 2. Un proces al cărui singur rezultat este conversia căldurii în muncă este imposibil (postulatul lui Thomson). 3. Este imposibil să construiești o mașină periodică care să răcească doar rezervorul termic și să funcționeze (primul postulat al lui Planck). 4. Orice formă de energie poate fi complet transformată în căldură, dar căldura este doar parțial convertită în alte tipuri de energie (al doilea postulat al lui Planck).
Entropia este o funcție termodinamică a stării, prin urmare schimbarea sa nu depinde de calea procesului, ci este determinată doar de stările inițiale și finale ale sistemului. atunci S 2 - S 1 = ΔS = S 2 - S 1 = ΔS = Semnificația fizică a entropiei este cantitatea de energie legată, care este raportată la un grad: în sistemele izolate, se determină direcția fluxului proceselor spontane prin modificarea entropiei.
Funcţii caracteristice U – funcţia procesului izocor-izoentropic: dU = TdS – pdV. Pentru un proces arbitrar: U 0 Н – funcţie a unui proces izobaric-izobaric: dН = TdS + Vdp Pentru un proces arbitrar: Н 0 S – funcţie a unui sistem izolat Pentru un proces arbitrar: S 0 Pentru un proces arbitrar: S 0 F – funcţia unui proces izocoric-izoterm dF = dU – TdS. Pentru un proces arbitrar: F 0 G – functie a unui proces izobaric-izoterm: dG = dH- TdS Pentru un proces arbitrar: G 0
Clasificarea reacțiilor chimice în funcție de numărul de etape Cele simple decurg într-un act chimic elementar Cele complexe se desfășoară în mai multe etape Reacție inversă A B Reacție inversă: A B Paralel: B A C Secvenţial: ABC Conjugat: A D Conjugat: A D C B E B E
Influența temperaturii asupra vitezei reacțiilor Influența temperaturii asupra vitezei reacțiilor enzimatice t t
Comparație Van't Hoff: Calculul perioadei de valabilitate a medicamentelor folosind metoda Van't Hoff „îmbătrânire accelerată”: la t 2 t 1 Coeficientul vitezei de temperatură:
Ruperea legăturilor chimice este însoțită de absorbția unei anumite cantități de energie (reacție endotermă), iar formarea unei legături este însoțită de eliberarea de energie (reacție exotermă). În funcție de raportul dintre aceste cantități, energia este eliberată sau absorbită ca urmare a unei reacții chimice. Ambele tipuri de reacții sunt în conformitate cu cea de-a doua lege a termodinamicii pentru sistemele deschise. Reacțiile exoterme creează haos, permițând energiei să scape în mediul înconjurător, dar în același timp scad entropia în sistem, creând o structură nouă, mai complexă. Reacțiile endoterme reduc entropia în mediu și, datorită energiei preluate din exterior, cresc haosul în interiorul sistemului.
Principalele domenii ale chimiei moderne sunt cinetica și termodinamica reacțiilor chimice, care fac posibilă explicarea teoretică a eficienței și vitezei reacțiilor. Conform teoriei „impactului” predominante, eficiența și viteza unei reacții depind de concentrația reactanților și de energia cinetică a mișcării haotice a moleculelor acestora. Cu toate acestea, eficiența ridicată și viteza multor reacții apar și la concentrații scăzute și la temperaturi scăzute. În acest caz, eficiența este asigurată de prezența în amestecul de reacție catalizator- o substanță care accelerează o reacție chimică, dar nu face parte din produsele sale finale. De exemplu. Mecanismul de acțiune al catalizatorului LAîn reacţia A+B=AB poate fi prezentat schematic astfel: 1) A+ K = A LA; 2) A LA.+B=AB+ LA. Mai mult, interacțiunea reactanților cu catalizatorii nu este neapărat de natură chimică. Eficiența reacțiilor în celulele vii este limitată de temperaturile destul de scăzute asociate cu păstrarea structurii proteinei și concentrațiile scăzute de reactanți, prin urmare toate reacțiile celulare sunt catalitic. Rolul catalizatorilor pentru majoritatea reacțiilor din celulele vii este jucat de proteine - enzime. Mecanismul de funcționare a multor enzime se bazează pe corespondența structurii sale spațiale și a structurilor spațiale ale substanțelor care reacţionează conform principiului „cheie” - „gaura cheii”. De regulă, enzimele sunt foarte specifice și oferă doar una sau mai multe reacții de același tip.
Toate reacțiile chimice sunt împărțite în două tipuri: reversibilȘi ireversibil. Reacțiile ireversibile au loc într-o singură direcție - formarea produselor de reacție și continuă până la final
consumul a cel puțin unuia dintre reactanți.
Pe parcursul reversibil reacții, niciunul dintre reactanți nu este consumat complet. Reversibil Reacțiile care apar simultan în direcția înainte și în sens invers sunt numite.
Starea unei reacții reversibile, în care viteza reacției directe este egală cu viteza reacției inverse, se numește echilibru chimic. Într-o stare de echilibru, reacțiile înainte și inversă nu se opresc. Dar, deoarece vitezele lor sunt egale, în sistem nu apar modificări vizibile: concentrațiile tuturor substanțelor care reacţionează rămân constante. Studiul termodinamicii reacțiilor chimice reversibile și ireversibile a arătat că echilibrul dinamic al reacțiilor reversibile poate fi deplasat, iar direcția acestei deplasări este determinată de principiul savantului francez Le Chatelier. Dacă se exercită o influență externă asupra unui sistem care se află într-o stare de echilibru dinamic (modificare concentrație, temperatură, presiune), atunci echilibrul se deplasează către reacția care contracarează această influență. Autoreglarea echilibrului nu numai a reacțiilor chimice, ci și a oricăror alte sisteme deschise se bazează pe acest principiu.
În multe reacții chimice, se formează mai întâi o substanță mică de atomi activi sau radicali liberi, reacționând rapid cu moleculele substanțelor inițiale, apoi se formează din nou, astfel încât concentrația lor să nu se modifice. Se pare că o astfel de particule poate provoca un lanț de reacții repetate neramificate și ramificate (reacții în lanț).
Cinetica și termodinamica diferitelor tipuri de reacții chimice au stat la baza unor domenii ale chimiei moderne precum evoluția chimică și reacțiile chimice complexe autocontrolate. Prin crearea unui complex de anumite condiții fizice, surse de energie și catalizatori, se poate asigura că un amestec de anumite substanțe simple, printr-o succesiune de reacții chimice necontrolate de om cu formarea de compuși intermediari, va ajunge la crearea produsul final de care avem nevoie. Astfel, în condiții de iradiere ultravioletă a descărcărilor electrice periodice, dintr-un amestec de hidrogen, amoniac, metan, monoxid de carbon, dioxid de carbon, hidrogen sulfurat și cantități minime de oxigen, s-a putut obține sinteza spontană a aminoacizilor, zaharurilor, baze azotate și compuși organici mai complecși. De exemplu, precursori de enzime și clorofilă vegetală. Toate acestea, în principiu, dovedesc posibilitatea apariției compușilor organici complecși din substanțe simple anorganice prin evoluție chimică spontană.
Concepte de bază și legile chimiei. Legătură chimică. Structura și proprietățile materiei
1. Ce substanțe se numesc simple? Dificil? Dintre substanțele date, selectați unele simple: CO, O 3, CaO, K, H 2, H 2 O.
2. Ce substanțe se numesc oxizi? Acizi? Motive? Săruri?
3. Dintre oxizii dați - SO 2, CaO, ZnO, Cr 2 O 3, CrO, P 2 O 5, CO 2, Cl 2 O 3, Al 2 O 3 - selectați bazic, acid și amfoter.
4. Ce săruri sunt clasificate ca acide, bazice, medii, duble, mixte, complexe?
5. Numiți următorii compuși: ZnOHCI, KHSO 3, NaAl(SO 4) 2. Cărei clase de compuși aparțin?
6. Cum se numește bazicitatea unui acid?
7. Din hidroxizii dați, selectați cei amfoteri: Fe(OH) 2 , KOH, Al(OH) 3 , Ca(OH) 2 , Fe(OH) 3 , Pb(OH) 2 .
8. Ce se numește o schemă de reacție? Ecuația reacției?
9. Cum se numesc numerele din ecuația reacției? Ce arată ele?
10. Cum se trece de la o diagramă de reacție la o ecuație?
11. Cu ce substanțe interacționează oxizii bazici? Oxizi amfoteri? Oxizi acizi?
12. Cu ce substanțe interacționează bazele?
13. Cu ce substanțe interacționează acizii?
14. Cu ce substanțe interacționează sărurile?
15. Determinați fracțiile de masă ale elementelor din acidul azotic HNO 3.
16. Ce metale reacţionează cu alcalii?
17. Ce metale reacţionează cu soluţiile de acizi sulfuric şi clorhidric?
18. Ce produse se formează atunci când metalele reacţionează cu acid azotic de concentraţii variabile?
19. Ce reacții se numesc reacții de descompunere? Conexiuni? Inlocuiri? Redox?
20. Notați ecuațiile reacției: CrCl 3 + NaOH→; CrCI3 + 2NaOH→; CrCI3 + 3NaOH→; CrCl 3 + NaOH (exces) →.
21. Notați ecuațiile reacției: Al + KOH →; Al + KOH + H20 →.
22. Ce se numește un atom? Element chimic? O moleculă?
23. Ce elemente sunt clasificate ca metale? Nemetale? De ce?
24. Care este formula chimică a unei substanțe? Ce arată?
25. Cum se numește formula structurală a unei substanțe? Ce arată?
26. Cum se numește cantitatea unei substanțe?
27. Ce se numește aluniță? Ce arată? Câte unități structurale sunt conținute într-un mol dintr-o substanță?
28. Ce mase de elemente sunt indicate în Tabelul Periodic?
29. Ce se numesc mase atomice si moleculare relative? Cum sunt ele determinate? Care sunt unitățile lor de măsură?
30. Cum se numește masa molară a unei substanțe? Cum este definit? Care este unitatea sa de măsură?
31. Ce condiții se numesc condiții normale?
32. Ce volum ocupă 1 mol de gaz la nivelul zero? 5 moli de gaz în condiții ambientale?
33. Din ce constă un atom?
34. Din ce este format nucleul unui atom? Ce sarcină are nucleul unui atom? Ce determină sarcina unui nucleu atomic? Ce determină masa nucleului unui atom?
35. Ce se numește număr de masă?
36. Ce se numește nivelul de energie? Câți electroni sunt într-un anumit nivel de energie?
37. Ce se numește orbital atomic? Cum este ea portretizată?
38. Ce caracterizează numărul cuantic principal? Numărul cuantic orbital? Număr cuantic magnetic? Învârti numărul cuantic?
39. Care este relația dintre numerele cuantice principale și orbitale? Între numerele cuantice orbitale și magnetice?
40. Cum se numesc electronii cu = 0? = 1? = 2? = 3? Câți orbiti corespund fiecăreia dintre aceste stări de electroni?
41. Ce stare a atomului se numește stare fundamentală? Excitat?
42. Câți electroni pot fi localizați într-un orbital atomic? Care este diferența?
44. Câte și ce subniveluri pot fi localizate la primul nivel energetic? Pe al doilea? Pe a treia? Pe a patra?
45. Formulați principiul energiei minime, regulile lui Klechkovsky, principiul lui Pauli, regula lui Hund, legea periodică.
46. Ce se schimbă periodic pentru atomii elementelor?
47. Ce au în comun elementele unui subgrup? O singură perioadă?
48. Prin ce diferă elementele subgrupurilor principale de elementele subgrupurilor secundare?
49. Alcătuiți formule electronice pentru ionii Cr +3, Ca +2, N -3. Câți electroni nepereche au acești ioni?
50. Ce energie se numește energie de ionizare? afinitate electronică? Electronegativitate?
51. Cum se modifică razele atomilor și ionilor într-un grup și într-o perioadă a Sistemului Periodic D.I. Mendeleev?
52. Cum se modifică electronegativitatea atomilor într-un grup și într-o perioadă a Sistemului Periodic D.I. Mendeleev?
53. Cum se modifică proprietățile metalice ale elementelor și proprietățile compușilor acestora într-un grup și într-o perioadă a Sistemului Periodic D.I. Mendeleev?
54. Preparați formule pentru oxizi mai mari de aluminiu, fosfor, brom și mangan.
55. Cum se determină numărul de protoni, neutroni și electroni dintr-un atom?
56. Câți protoni, neutroni și electroni sunt într-un atom de zinc?
57. Câţi electroni şi protoni sunt conţinuţi în ionii Cr +3, Ca +2, N -3?
58. Formulați legea conservării masei? Ce rămâne constant în timpul oricărei reacții chimice?
59. Ce parametru rămâne constant în reacțiile chimice izobare?
60. Formulați legea constanței compoziției. Pentru substanțele cu ce structură este valabil?
61. Formulați legea lui Avogadro și consecințele din aceasta.
62. Dacă densitatea gazului pentru azot este 0,8, atunci care este masa molară a gazului?
63. Dacă ce parametri externi se modifică, se modifică volumul molar al gazului?
64. Formulați legea gazelor combinate.
65. Pentru volume egale de gaze diferite în aceleași condiții, masele gazelor vor fi egale?
66. Formulați legea lui Dalton. Dacă presiunea totală a unui amestec de azot și hidrogen este de 6 atm, iar conținutul volumetric de hidrogen este de 20%, atunci care sunt presiunile parțiale ale componentelor?
67. Notați ecuația Mendeleev-Clapeyron (starea unui gaz ideal).
68. Care este masa unui amestec de gaze format din 11,2 litri de azot și 11,2 litri de fluor (n.s.)?
69. Ce se numește echivalent chimic? Echivalent de masă molară?
70. Cum se determină masele molare ale echivalenților de substanțe simple și complexe?
71. Determinați masele molare de echivalenți ale următoarelor substanțe: O 2, H 2 O, CaCl 2, Ca(OH) 2, H 2 S.
72. Să se determine echivalentul lui Bi(OH) 3 în reacția Bi(OH) 3 + HNO 3 = Bi(OH) 2 (NO 3) + H 2 O.
73. Formulați legea echivalentelor.
74. Cum se numește volumul molar al unei substanțe echivalente? Cum este definit?
75. Formulați legea relațiilor volumetrice.
76. Ce volum de oxigen va fi necesar pentru oxidarea a 8 m 3 de hidrogen (n.s.) conform reacţiei 2H 2 + O 2 ↔ 2H 2 O?
77. Ce volum de acid clorhidric se formează prin interacțiunea a 15 litri de clor și 20 de litri de hidrogen?
78. Ce se înțelege prin legătură chimică? Precizați caracteristicile unei legături chimice.
79. Care este o măsură a rezistenței unei legături chimice?
80. Ce afectează distribuția densității electronilor?
81. Ce determină forma unei molecule?
82. Ce se numește valență?
83. Determinați valența azotului în următorii compuși: N 2, NH 3, N 2 H 4, NH 4 Cl, NaNO 3.
84. Cum se numește starea de oxidare?
85. Ce fel de legătură se numește covalentă?
86. Precizați proprietățile unei legături covalente.
87. Cum se modifică polaritatea unei legături în seria KI, KBr, KCl, KF?
88. Moleculele a căror substanță sunt nepolare: oxigen, acid clorhidric, amoniac, acid acetic.
89. Ce se înțelege prin hibridizarea orbitalilor de valență?
90. Determinați tipurile de hibridizare a atomilor centrali în următoarele substanțe: fluorură de beriliu, clorură de aluminiu, metan.
91. Cum afectează tipul de hibridizare structura spațială a moleculelor?
92. Ce legătură se numește ionică? Sub influența ce forțe se naște?
93. Ce fel de legătură se numește metalică?
94. Ce proprietăți au substanțele cu legătură chimică de tip metal?
95. Care este numărul maxim de legături -care se pot forma între doi atomi dintr-o moleculă?
96. Cum se determină electronegativitatea absolută a unui atom al unui element?
97. Aranjați elementele în ordinea crescătoare a electronegativității lor: Fe, C, Ag, H, Cl.
98. Ce se numește momentul dipol de cuplare? Cum se calculeaza?
99. Ce caracteristici au substanțele cu rețea cristalină atomică? Cu o rețea cristalină moleculară?
100.Ce fel de legătură se numește legătură de hidrogen? De ce depinde puterea lui? Între moleculele ce substanțe anorganice apare?
Termodinamica și cinetica reacțiilor chimice
1. Ce studiază termodinamica?
2. Ce se numește sistem termodinamic? Ce tipuri de sisteme există?
3. Ce se numesc parametrii de stare? Ce parametri se numesc intensiv, extensiv? Numiți principalii parametri ai unui sistem chimic.
4. Cum se numește un proces? Proces spontan? Ciclu? Un proces de echilibru? Un proces de neechilibru? Un proces reversibil?
5. Cum se numește o fază? Sistem omogen, eterogen?
6. Cum se numește o funcție de stare?
7. Ce caracterizează energia internă U? De ce depinde energia internă?
8. Cum se numește căldura Q? Ce reacții sunt exoterme și endoterme? Cum se schimbă căldura și entalpia în timpul cursului lor?
9. Cum se numește munca p∆V?
10. Formulați prima lege a termodinamicii. Notează-l matematic.
11. Formulați prima lege a termodinamicii pentru procesele izoterme, izocorice și izobare.
12. Ce se numește entalpie?
13. Ce se numește efectul termic al unei reacții? Ce determină efectul termic al unei reacții?
14. Care ecuație se numește termodinamică? Termochimic?
15. Ce condiții se numesc standard?
16. Ce se numește entalpia unei reacții? Entalpia standard de reacție?
17. Cum se numește entalpia de formare a unei substanțe? Entalpia standard de formare a unei substanțe?
18. Ce stare a materiei este standard? Care este entalpia de formare a unei substanțe simple în stare standard?
19. Entalpia de formare a H 2 SO 3 este egală ca mărime cu efectul termic al reacţiei: H 2 (g) + S (solid) + 1,5O 2 (g) H 2 SO 3 (l); H2 (g) + S02 (g) + 0,5 O2 (g) H2S03 (l); H20 (g) + S02 (g) H2S03 (l); 2H (g) + S (s) + 30 (g) H2S03 (l).
20. Când reacționează 1 mol de hidrogen și 1 mol de brom, se eliberează 500 kJ de căldură. Care este ∆Н arr., HBr?
21. Când se formează 5 moli de substanță A x B y se absorb 500 kJ de căldură. Care este ∆Н arr al acestei substanțe?
22. Cum se numește entalpia de ardere? Entalpia standard de ardere? Valoare calorica?
23. Formulați legea lui Hess, prima și a doua consecință a acesteia.
24. Ce expresie este aplicabilă pentru calcularea reacției ∆Н р 2A + 3B 2C conform legii lui Hess:
∆Н р = 2∆Н arr, C + 2∆Н arr, A + 3∆Н arr, B; ∆Н р = 2∆Н arr, C – (2∆Н arr, A + 3∆Н arr, B);
∆Н р = 2∆Н arr, A + 3∆Н arr, B –2∆Н arr, C; ∆Н р = – 2∆Н arr, C – (2∆Н arr, A + 3∆Н arr, B)?
25. Entalpia standard de ardere (∆H 0 ardere) a metanolului CH 4 O (l) (M = 32 g/mol) este egală cu -726,6 kJ/mol. Câtă căldură va fi eliberată în timpul arderii a 2,5 kg de substanță?
26. În ce caz este entalpia standard de ardere a unei substanțe egală cu entalpia standard de formare a unei alte substanțe?
27. Pentru ce substanțe entalpia standard de ardere este egală cu zero: CO, CO 2, H 2, O 2?
28. Pentru reacția 2Cl 2 (g) + 2H 2 O (l) 4HCl (g) + O 2 (g), se calculează entalpia standard (kJ), dacă se cunosc entalpiile standard de formare a substanțelor:
29. ∆Н = -1410,97 kJ/mol; ∆H = -2877,13 kJ/mol. Câtă căldură va fi eliberată când 2 moli de etilenă și 4 moli de butan sunt arse împreună?
30. ∆Н = -1410,97 kJ/mol; ∆H = -2877,13 kJ/mol. Ce cantitate de căldură va fi eliberată la arderea a 0,7 kg dintr-un amestec de gaz format din 20% etilenă și 80% butan?
31. Entalpia standard a reacției MgCO 3 (s) → MgO (s) + CO 2 (g) este 101,6 kJ; entalpii standard de formare a MgO (s) și CO 2 (g): -601,0 și respectiv -393,5 kJ/mol. Care este entalpia standard de formare a carbonatului de magneziu MgCO 3?
32. Ce se numește probabilitatea termodinamică a unui sistem? Cum se numește entropia? Cum se exprimă entropia în termeni de probabilitate termodinamică?
33. Formulați a doua lege a termodinamicii.
34. Ce se numește entropia standard a materiei?
35. Formulați a treia lege a termodinamicii (postulatul lui Planck).
36. Ce se numește entropia unei reacții? Entropia standard a unei reacții?
37. Care expresie este aplicabilă pentru a calcula ∆S p al reacției CH 4 + CO 2 2CO + 2H 2:
∆S р = S + S + S + S ; ∆S р = S + S + 2S + 2S ;
∆S р = 2S + 2S – S + S ; ∆S р = 2S + 2S – S – S ?
38. Pentru reacția 2Cl 2 (u) + 2H 2 O (l) 4HCl (g) + O 2 (g), se calculează entropia standard (J/K), dacă se cunosc entropiile standard de formare a substanțelor:
39. Ce se numește energie liberă Gibbs? Care este relația sa cu alte funcții termodinamice?
40. Cum determinăm direcția unei reacții pe baza semnului energiei Gibbs a unei reacții?
41. La ce temperaturi este posibilă o reacție dacă ∆H<0, ∆S>0; ∆H<0, ∆S<0; ∆H>0, ∆S>0; ∆H>0, ∆S<0.
42. Cum se determină temperatura de echilibru a unui proces?
43. Cum se numește energia Gibbs a reacției ∆G р? Energia Gibbs standard a unei reacții?
44. Care expresie este aplicabilă pentru a calcula ∆G p al reacției 4NH 3 (g) + 5O 2 (g) 4NO (g) + 6H 2 O (l)
∆G р = ∆G 4 + ∆G 5 + ∆G 4 + ∆G 6 ; ∆G р = ∆G + ∆G + ∆G + ∆G ;
∆G р = 4∆G + 5∆G - 4∆G - 6∆G ; ∆G р = 4∆G + 6∆G - 4∆G - 5∆G ?
45. Pentru reacția HNO 3 (l) + HNO 2 (l) 2NO 2 (g) + H 2 O (l), se calculează energia Gibbs standard (kJ), dacă se cunosc energiile Gibbs standard de formare a substanțelor:
46. Pentru reacția Fe (s) + Al 2 O 3 (s) → Al (s) + Fe 2 O 3 (s), se determină temperatura de echilibru și posibilitatea ca procesul să aibă loc la 125 0 C, dacă ∆H = 853,8 kJ/ mol; ∆S = 37,68 J/mol·K.
47. Ce se înțelege prin viteza unei reacții chimice?
48. Formulați legea acțiunii în masă.
49. În 40 s, în urma a două reacții Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (1) și Zn + 2HBr = ZnBr 2 + H 2 (2), s-au format 8 g clorură și bromură de zinc. Comparați vitezele de reacție.
50. Dacă în reacția 3Fe(NO 3) 2(soluție) + 4HNO 3 = 3Fe(NO 3) 3(soluție) + NO (g) + 2H 2 O (l) crește concentrația de Fe(NO 3) 2 de 7 ori și concentrația de HNO 3 de 4 ori, cum se va schimba viteza de reacție?
51. Alcătuiți ecuația cinetică pentru reacția Sb 2 S 3 (s) + 3H 2 (g) 2Sb (s) + 3H 2 S (g).
52. Cum se determină viteza unei reacții în mai multe etape?
53. Cum se va schimba viteza reacției directe CO (g) + 3H 2 (g) CH 4 (g) + H 2 O (g) când presiunea sistemului crește de 3 ori?
54. Cum se numește constanta de viteză? De ce depinde?
55. Ce se numește energie de activare? De ce depinde?
56. Constanta de viteză a unei anumite reacții la o temperatură de 310 K este egală cu 4,6∙10 -5 l·mol -1 ·s -1 , iar la o temperatură de 330 K este 6,8∙10 -5 l·mol -1 ·s -1 . Cu ce este egală energia de activare?
57. Energia de activare a unei anumite reacții este de 250 kJ/mol. Cum se va schimba constanta de viteză când temperatura de reacție se schimbă de la 320 K la 340 K?
58. Notează ecuația lui Arrhenius și regula lui van’t Hoff.
59. Energia de activare a reacției (1) este de 150 kJ/mol, energia de activare a reacției (2) este de 176 kJ/mol. Comparați constantele de viteză k 1 și k 2 .
60. Cum putem explica creșterea vitezei de reacție odată cu creșterea temperaturii?
61. Ce se numește coeficientul de temperatură al reacției?
62. Care este coeficientul de temperatură al reacției dacă constanta de viteză a unei anumite reacții la 283 și 308 K este de 1,77 și, respectiv, 7,56 l mol -1 s -1?
63. La o temperatură de 350 K, reacția s-a încheiat în 3 s, iar la o temperatură de 330 K - în 28 s. Cât timp va dura să se termine la o temperatură de 310 K?
64. Cum afectează energia de activare coeficientul de temperatură al unei reacții?
65. Ce se numește catalizator? Un inhibitor? Promotor? otrava catalitica?
66. Ce se numește echilibru chimic? Cât timp rămâne sistemul în echilibru?
67. Cum sunt legate ratele reacțiilor directe și inverse în momentul echilibrului?
68. Ce se numește constanta de echilibru? De ce depinde?
69. Exprimați constanta de echilibru pentru reacțiile 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 ; Sb 2 S 3 (tv) + 3H 2 ↔ 2Sb (tv) + 3H 2 S (g).
70. La o anumită temperatură, constanta de echilibru a reacției N 2 O 4 ↔ 2NO 2 este 0,16. În starea inițială nu a existat NO 2, iar concentrația de echilibru a NO 2 a fost de 0,08 mol/l. Care vor fi concentrațiile de echilibru și inițiale ale N 2 O 4?
71. Formulați principiul lui Le Chatelier. Cum afectează schimbările de temperatură, concentrație și presiune totală amestecarea la echilibru?
72. Echilibrul chimic dinamic în sistem a fost stabilit la 1000 K și o presiune de 1 atm, când, ca urmare a reacției Fe (sol) + CO 2 (g) ↔ FeO (sol) + CO (g), presiunea parțială a dioxidului de carbon a devenit egală cu 0,54 atm. Care este constanta de echilibru K p a acestei reacții?
73. Concentrații de echilibru (mol/l) ale componentelor sistemului în fază gazoasă în care a avut loc reacția
3N2H4↔ 4NH3 + N2, egal: =0,2; =0,4; =0,25. Care este constanta de echilibru a reversibilului
74. Concentrații de echilibru (mol/l) ale componentelor sistemului în fază gazoasă în care are loc reacția
N2 + 3H2↔ 2NH3, egal: =0,12; =0,14; =0,1. Determinați concentrațiile inițiale de N 2 și H 2.
75. Concentrațiile de echilibru ale componentelor fazei gazoase a sistemului în care are loc reacția
C (tv) + CO 2 ↔ 2CO la 1000 K și P total = 1 atm., egal cu CO 2 - 17% vol. şi CO - 83% vol. Care este constanta?
echilibru de reactie?
76. Constanta de echilibru Kc a reacţiei reversibile în fază gazoasă CH 4 + H 2 O ↔ CO + 3H 2 la o anumită temperatură este de 9,54 mol 2 l -2. Concentrațiile de echilibru ale metanului și apei sunt de 0,2 mol/L și, respectiv, 0,4 mol/L. Determinați concentrațiile de echilibru ale CO și H2.
77. Notați relația dintre constanta de echilibru K p și energia Gibbs ∆G a unei reacții reversibile care are loc în condiții izoterme.
78. Să se determine constanta de echilibru K p a reacției reversibile în fază gazoasă COCl 2 ↔ CO + Cl 2 ; ∆H 0 = 109,78 kJ,
∆S 0 = 136,62 J/K la 900 K.
79. Constanta de echilibru K p a reacţiei în fază gazoasă PCl 3 + Cl 2 ↔ PCl 5; ∆Н 0 = -87,87 kJ la 450 K este egal cu 40,29 atm -1. Determinați energia Gibbs a acestui proces (J/K).
80. Notați relația dintre K p și K c a reacției reversibile în fază gazoasă 2CO + 2H 2 ↔ CH 4 + CO 2.
Informații conexe.
termodinamica -știința conversiei unei forme de energie în alta bazată pe legea conservării energiei. Termodinamica stabilește direcția fluxului spontan al reacțiilor chimice în condiții date. În timpul reacțiilor chimice, legăturile din substanțele inițiale sunt rupte și se formează noi legături în produsele finale. Suma energiilor de legare după reacție nu este egală cu suma energiilor de legare înainte de reacție, adică. apariția unei reacții chimice este însoțită de eliberarea sau absorbția de energie, iar formele acesteia sunt diferite.
Termochimia este o ramură a termodinamicii dedicată studiului efectelor termice ale reacțiilor. Se numește efectul termic al unei reacții măsurate la temperatură și presiune constante entalpia de reacție și sunt exprimate în jouli (J) și kilojuli (kJ).
Pentru reacții exoterme, pentru reacții endoterme -. Entalpia de formare a 1 mol dintr-o substanță dată din substanțe simple, măsurată la o temperatură de 298 K (25 ° C) și o presiune de 101,825 kPa (1 atm), se numește standard (kJ/mol). Se presupune convențional că entalpiile substanțelor simple sunt zero.
Calculele termochimice se bazează pe legea lui Hess: t Efectul termic al unei reacții depinde numai de natura și starea fizică a materiilor prime și a produselor finite, dar nu depinde de calea de tranziție. Adesea, în calculele termochimice se folosește un corolar din legea lui Hess: efectul termic al unei reacții chimice egală cu suma căldurilor de formare produse de reacție minus suma căldurilor de formare a substanțelor inițiale, ținând cont de coeficienții din fața formulelor acestor substanțe din ecuația reacției:
Ecuațiile termochimice indică entalpia unei reacții chimice. În același timp, formula fiecărei substanțe indică starea sa fizică: gazos (g), lichid (l), solid cristalin (c).
În ecuațiile termochimice, efectele termice ale reacțiilor sunt date pentru 1 mol de substanță inițială sau finală. Prin urmare, cotele fracționale sunt permise aici. În reacțiile chimice se manifestă legea dialectică a unității și a luptei contrariilor. Pe de o parte, sistemul se străduiește să ordoneze (agregare) - să reducă N, iar pe de altă parte – la dezordine (dezagregare). Prima tendință crește odată cu scăderea temperaturii, iar a doua - cu creșterea temperaturii. Tendinţa spre dezordine se caracterizează printr-o cantitate numită entropia S[J/(mol. K)]. Este o măsură a dezordinii sistemului. Entropia este proporțională cu cantitatea de materie și crește odată cu creșterea mișcării particulelor în timpul încălzirii, evaporării, topirii, expansiunii gazelor, slăbirii sau ruperii legăturilor dintre atomi etc. Procese asociate cu ordinea sistemului: condensare, cristalizare, comprimare, întărire a legăturilor, polimerizare etc. – duce la o scădere a entropiei. Entropia este o funcție de stare, adică.
Forța motrice generală a procesului constă din două forțe: dorința de ordine și dorința de dezordine. Cu p = const și T = const, forța motrice globală a procesului poate fi reprezentată după cum urmează:
Energia Gibbs, sau potențialul izobar-izotermic, respectă, de asemenea, un corolar al legii lui Hess:
Procesele decurg spontan în direcția scăderii oricărui potențial și, în special, în direcția scăderii. La echilibru, temperatura la care începe reacția de echilibru este egală cu:
Tabelul 5
Entalpii standard de formare , entropie și formarea energiei Gibbs unele substanțe la 298 K (25°C)
| Substanţă | , kJ/mol | , J/mol | , kJ/mol |
| CaO(k) | -635,5 | 39,7 | -604,2 |
| CaCO 3 (k) | -1207,0 | 88,7 | -1127,7 |
| Ca(OH) 2 (k) | -986,6 | 76,1 | -896,8 |
| H2O (l) | -285,8 | 70,1 | -237,3 |
| H2O (g) | -241,8 | 188,7 | -228,6 |
| Na 2 O (k) | -430,6 | 71,1 | -376,6 |
| NaOH (k) | -426,6 | 64,18 | -377,0 |
| H2S (g) | -21,0 | 205,7 | -33,8 |
| SO2 (g) | -296,9 | 248,1 | -300,2 |
| SO 3 (g) | -395,8 | 256,7 | -371,2 |
| C6H12O6 (k) | -1273,0 | - | -919,5 |
| C2H5OH (l) | -277,6 | 160,7 | -174,8 |
| CO 2 (g) | -393,5 | 213,7 | -394,4 |
| CO(g) | -110,5 | 197,5 | -137,1 |
| C2H4 (g) | 52,3 | 219,4 | 68,1 |
| CH 4 (g) | -74,9 | 186,2 | -50,8 |
| Fe 2 O 3 (k) | -822,2 | 87,4 | -740,3 |
| FeO(k) | -264,8 | 60,8 | -244,3 |
| Fe 3 O 4 (k) | -1117,1 | 146,2 | -1014,2 |
| CS 2 (g) | 115,3 | 65,1 | 237,8 |
| P 2 O 5 (k) | -1492 | 114,5 | -1348,8 |
| NH4CI (k) | -315,39 | 94,56 | -343,64 |
| HCI (g) | -92,3 | 186,8 | -95,2 |
| NH3 (g) | -46,2 | 192,6 | -16,7 |
| N2O (g) | 82,0 | 219,9 | 104,1 |
| NU (g) | 90,3 | 210,6 | 86,6 |
| NR 2 (g) | 33,5 | 240,2 | 51,5 |
| N2O4 (g) | 9,6 | 303,8 | 98,4 |
| CuO(k) | -162,0 | 42,6 | -129,9 |
| H2(g) | 130,5 | ||
| C (grafit) | 5,7 | ||
| O2 (g) | 205,0 | ||
| N2 (g) | 181,5 | ||
| Fe(k) | 27,15 | ||
| CI2 (g) | 222,9 | ||
| KNO 3 (k) | -429,71 | 132,93 | -393,13 |
| KNO 2 (k) | -370,28 | 117,15 | -281,58 |
| K 2 O (k) | -361,5 | 87,0 | -193,3 |
| ZnO(k) | -350,6 | 43,6 | -320,7 |
| Al 2 O 3 (k) | -1676,0 | 50,9 | -1582,0 |
| PCl 5 (g) | -369,45 | 362,9 | -324,55 |
| PCl3 (g) | -277,0 | 311,7 | -286,27 |
| H2O2 (l) | -187,36 | 105,86 | -117,57 |
Reacția rapidă determinat de natura si concentratia substantelor care reactioneaza si depinde de temperatura si catalizator.
Legea acțiunii în masă: La temperatură constantă, viteza unei reacții chimice este proporțională cu produsul dintre concentrația reactanților și puterea coeficienților lor stoichiometrici.
Pentru reacția aA + bB = cC + dD, viteza reacției directe este:
,
viteza de reactie inversa: 
, unde sunt concentrațiile compușilor dizolvați sau gazoși, mol/l;
a, b, c, d – coeficienții stoichiometrici din ecuație;
K este constanta de viteză.
Expresia vitezei de reacție nu include concentrațiile solide.
Efectul temperaturii asupra vitezei de reacție este descris de regula lui Van't Hoff: pentru fiecare 10 grade încălzite, viteza de reacție crește de 2-4 ori.
Viteza de reacție la temperaturile t 1 și t 2;
Coeficientul de temperatură de reacție.
Majoritatea reacțiilor chimice sunt reversibile:
aA + bB cC + dD
raportul constantelor de viteză este o mărime constantă numită constanta de echilibru
K p = const la T = const.
Principiul lui Le-Chatelier: Dacă un sistem aflat în stare de echilibru chimic este supus oricărui impact (schimbare de temperatură, presiune sau concentrație), sistemul va reacționa astfel încât să reducă impactul aplicat:
a) când temperatura în sistemele de echilibru crește, echilibrul se deplasează spre reacția endotermă, iar când temperatura scade, spre reacția exotermă;
b) când presiunea crește, echilibrul se deplasează spre volume mai mici, iar când presiunea scade, spre volume mai mari;
c) pe măsură ce concentrația crește, echilibrul se deplasează spre scăderea acestuia.
Exemplul 1. Determinați variația standard de entalpie a reacției:
Este această reacție exo- sau endotermă?
Soluţie: Variația standard de entalpie a unei reacții chimice este egală cu suma entalpiilor standard de formare a produselor de reacție minus suma entalpiilor standard de formare a substanțelor inițiale.
La fiecare însumare, numărul de moli de substanțe care participă la reacție ar trebui să fie luat în considerare în conformitate cu ecuația reacției. Entalpiile standard de formare a substanțelor simple sunt zero:
Conform datelor tabelare:
Reacțiile care sunt însoțite de eliberarea de căldură se numesc exoterme, iar cele care sunt însoțite de absorbția de căldură se numesc endoterme. La temperatură și presiune constante, modificarea entalpiei unei reacții chimice este egală ca mărime, dar semn opus efectului ei termic. Deoarece modificarea standard de entalpie pentru o reacție chimică dată este , concluzionăm că această reacție este exotermă.
Exemplul 2. Reacția de reducere a Fe 2 O 3 cu hidrogen are loc conform ecuației:
Fe 2 O 3 (K) + 3H 2 (G) = 2Fe (K) + 3H 2 O (G)
Este posibilă această reacție în condiții standard?
Soluţie: Pentru a răspunde la această întrebare a problemei, trebuie să calculați modificarea standard a energiei Gibbs a reacției. În condiții standard:
Însumarea se realizează ținând cont de numărul de modele implicate în reacția substanțelor; formarea celei mai stabile modificări a unei substanțe simple este considerată egală cu zero.
Ținând cont de cele de mai sus
Conform datelor tabelare:
Procesele care apar spontan sunt în scădere. Dacă< 0, процесс принципиально осуществим, если >0, procesul nu poate decurge spontan.
Prin urmare, această reacție este imposibilă în condiții standard.
Exemplul 3. Scrieți expresii pentru legea acțiunii în masă pentru reacții:
a) 2NO (G) + Cl 2 (G) = 2NOCl (G)
b) CaCO 3 (K) = CaO (K) + CO 2 (G)
Soluţie: Conform legii acțiunii masei, viteza de reacție este direct proporțională cu produsul concentrațiilor substanțelor care reacţionează în puteri egale cu coeficienţii stoichiometrici:
a) V = k 2.
b) Deoarece carbonatul de calciu este un solid a cărui concentrație nu se modifică în timpul reacției, expresia dorită va arăta astfel:
V = k, adică în acest caz, viteza de reacție la o anumită temperatură este constantă.
Exemplul 4. Reacția endotermă de descompunere a pentaclorurii de fosfor are loc conform ecuației:
PC15(G) = PC13(G) + CI2(G); 
Cum se schimbă: a) temperatura; b) presiunea; c) concentrare pentru deplasarea echilibrului spre reacția directă - descompunerea PCl 5? Scrieți o expresie matematică pentru vitezele reacțiilor directe și inverse, precum și constanta de echilibru.
Soluţie: O deplasare sau o schimbare a echilibrului chimic este o modificare a concentrațiilor de echilibru ale reactanților ca urmare a unei modificări a uneia dintre condițiile de reacție.
O schimbare a echilibrului chimic este supusă principiului lui Le Chatelier, conform căruia o modificare a uneia dintre condițiile în care un sistem este în echilibru determină o schimbare a echilibrului în direcția reacției care contracarează modificarea rezultată.
a) Deoarece reacția de descompunere a PCl 5 este endotermă, pentru a deplasa echilibrul către reacția directă, temperatura trebuie crescută.
b) Deoarece în acest sistem descompunerea PCl 5 duce la o creștere a volumului (dintr-o moleculă de gaz se formează două molecule gazoase), atunci pentru a deplasa echilibrul spre reacția directă este necesară reducerea presiunii.
c) O deplasare a echilibrului în direcția indicată poate fi realizată fie prin creșterea concentrației de PCl5, fie prin scăderea concentrației de PCl3 sau Cl2.
Conform legii acțiunii masei, vitezele reacțiilor directe (V 1) și inverse (V 2) sunt exprimate prin ecuațiile:
V2 = k
Constanta de echilibru a acestei reacții este exprimată prin ecuația:
Sarcini de testare:
81 - 100. a) calculați modificarea standard a entalpiei reacției directe și determinați dacă reacția este exo- sau endotermă;
b) determinați modificarea energiei Gibbs a reacției directe și trageți o concluzie despre posibilitatea implementării acesteia în condiții standard;
c) scrieți o expresie matematică pentru viteza reacțiilor directe și inverse, precum și constanta de echilibru;
d) cum ar trebui schimbate condițiile pentru a deplasa echilibrul procesului la dreapta?
81. CH4 (g) + CO2 (g) = 2CO (g) + 2H2 (g)
82. FeO (K) + CO (g) = Fe (K) + CO 2 (g)
83. C2H4 (g) + O2 (g) = CO2 (g) + H2O (g)
84. N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)
85. H2O (g) + CO (g) = CO2 (g) + H2 (g)
86. 4HCI (g) + O2 (g) = 2H2O (g) + 2Cl2 (g)
87. Fe 2 O 3 (K) + 3H 2 (g) = 2Fe (K) + 3H 2 O (g)
88. 2SO 2 (g) + O 2 (g) = 2SO 3 (g)
89. PCl5(g) = PCl3(g) + CI2(g)
90. CO 2 (g) + C (grafit) = 2CO (g)
91. 2H2S (g) + 3O2 (g) = 2SO2 (g) + H2O (g)
92. Fe 2 O 3 (K) + CO (g) = 2FeO (K) + CO 2 (g)
93. 4NH3 (g) + 5O2 (g) = 4NO (g) + 6H2O (g)
94. NH4CI (K) = NH3 (g) + HCI (g)
95. CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (g)
96. CS 2(g) + 3O 2(g) = CO 2(g) + 2SO 2(g)
97. 4HCI (g) + O2 (g) = 2Cl2 (g) + 2H2O (g)
98. 2NO (g) + O 2 (g) = N 2 O 4 (g)
99. NH3 (g) + HCI (g) = NH4CI (K)
100. CS 2(g) + 3O 2(g) = 2Cl 2(g) + 2SO 2(g)
Tema 6: Soluții. Metode de exprimare a concentrației soluțiilor
Soluții sunt sisteme omogene formate dintr-un solvent, substanțe dizolvate și posibili produși ai interacțiunii lor. Concentrația unei soluții este conținutul unei substanțe dizolvate într-o anumită masă sau volum cunoscut al unei soluții sau solvent.
Modalități de exprimare a concentrației soluțiilor:
Fractiune in masa() arată numărul de grame de soluție în 100 g de soluție:
Unde T– masa substanței dizolvate (g), T 1 – masa soluției (g).
Concentrația molară arată numărul de moli de substanță dizolvată conținută în 1 litru de soluție:
unde M este masa molară a substanței (g/mol), V este volumul soluției (l).
Concentrația molală arata numarul de moli de dizolvat continuti in 1000 g de solvent: n 101-120. Găsiți fracția de masă, concentrația molară, concentrația molară pentru următoarele soluții:
| Opțiune | Substanța (x) | Masa substanței (x) | Volumul apei | Densitatea soluției |
| CuSO4 | 320 g | 10 l | 1,019 | |
| NaCl | 0,6 g | 50 ml | 1,071 | |
| H2SO4 | 2 g | 100 ml | 1,012 | |
| Na2SO4 | 13 g | 100 ml | 1,111 | |
| HNO3 | 12,6 g | 100 ml | 1,066 | |
| acid clorhidric | 3,6 kg | 10 kg | 1,098 | |
| NaOH | 8 g | 200 g | 1,043 | |
| MgCl2 | 190 g | 810 g | 1,037 | |
| KOH | 224 g | 776 g | 1,206 | |
| CuCl2 | 13,5 g | 800 ml | 1,012 | |
| acid clorhidric | 10,8 g | 200 g | 1,149 | |
| CuSO4 | 8 g | 200 ml | 1,040 | |
| NaCl | 6,1 g | 600 ml | 1,005 | |
| Na2SO3 | 4,2 g | 500 ml | 1,082 | |
| H2SO4 | 98 g | 1000 ml | 1,066 | |
| ZnCl2 | 13,6 g | 100 ml | 1,052 | |
| H3PO4 | 9,8 g | 1000 ml | 1,012 | |
| Ba(OH)2 | 100 g | 900 g | 1,085 | |
| H3PO4 | 29,4 g | 600 ml | 1,023 | |
| NaOH | 28 g | 72 g | 1,309 |
