انرژی گیبس یک واکنش شیمیایی را تعیین کنید. انرژی رایگان گیبس جهت فرآیند شیمیایی

طرح

مقدمه 2

انرژی گیبس 3

نتیجه گیری 14

مراجع 15

معرفی

در چکیده ام در مورد انرژی گیبس صحبت خواهم کرد.

گیبس جوزیا ویلارد (1839-1903)، فیزیکدان نظری آمریکایی، یکی از بنیانگذاران ترمودینامیک و مکانیک آماری. او نظریه پتانسیل‌های ترمودینامیکی را توسعه داد، شرایط کلی تعادل سیستم‌های ناهمگن - قانون فاز را کشف کرد، معادلات گیبز-هلمهولتز، گیبز-دوهم و معادله جذب گیبس را استخراج کرد. قانون اساسی فیزیک آماری - توزیع گیبس - را ایجاد کرد. او یک نمایش گرافیکی از وضعیت یک سیستم سه جزئی (مثلث گیبس) را پیشنهاد کرد. پایه های ترمودینامیک پدیده های سطحی و فرآیندهای الکتروشیمیایی را پایه گذاری کرد. مفهوم جذب را معرفی کرد.

انرژی گیبس

در ابتدای کار، لازم می دانم که مفاهیم اولیه نظریه گیبس را معرفی کنم.

قاعده فاز گیبس در ترمودینامیک: تعداد فازهایی که در تعادل در هر سیستمی وجود دارند نمی تواند بیشتر از تعداد اجزای تشکیل دهنده این فازها به علاوه، به عنوان یک قانون، 2 باشد.

GIBBS ENERGY (پتانسیل ایزوباریک- همدما، آنتالپی آزاد)، یکی از پتانسیل های یک سیستم ترمودینامیکی. تعیین شده است جی، با تفاوت بین آنتالپی تعیین می شود اچو محصول آنتروپی اسبه دمای ترمودینامیکی تی: جی = اچ - T·S. یک فرآیند تعادل همدما بدون صرف نیروهای خارجی می تواند به طور خود به خود در جهت کاهش انرژی گیبس تا زمانی که به حداقل خود برسد، که مطابق با حالت تعادل ترمودینامیکی سیستم است، پیش رود. به نام جی دبلیو گیبز.

پتانسیل های ترمودینامیکی، توابع حجم، فشار، دما، آنتروپی، تعداد ذرات و سایر پارامترهای ماکروسکوپی مستقل که وضعیت یک سیستم ترمودینامیکی را مشخص می کنند. پتانسیل های ترمودینامیکی شامل انرژی داخلی، آنتالپی، پتانسیل ایزوکوریک- همدما (انرژی هلمهولتز)، پتانسیل همسان باریک- همدما (انرژی گیبس) است. با دانستن هر گونه پتانسیل ترمودینامیکی به عنوان تابعی از مجموعه کاملی از پارامترها، می توان هر ویژگی ماکروسکوپی سیستم را محاسبه کرد و فرآیندهای رخ داده در آن را محاسبه کرد.

GIBBS DISTRIBUTION متعارف، توزیع احتمال حالت های مختلف یک سیستم ماکروسکوپی با حجم ثابت و تعداد ذرات ثابت که با محیط یک دمای معین در تعادل است. اگر سیستم بتواند ذرات را با محیط مبادله کند، آنگاه توزیع گیبس، متعارف بزرگ نامیده می شود. برای یک سیستم ایزوله، توزیع میکروکانونیک گیبس معتبر است، که طبق آن همه ریز حالت‌های سیستم با انرژی معین به یک اندازه محتمل هستند. به نام J. W. Gibbs که این توزیع را کشف کرد.

واکنش های افزودن رادیکال ها به ترکیبات غیراشباع اساس فناوری مدرن برای تولید پلیمرها، کوپلیمرها و الیگومرها را تشکیل می دهد. این واکنش ها در هنگام ترک خوردگی هیدروکربن ها، هالوژناسیون الفین ها و اکسیداسیون ترکیبات غیراشباع رخ می دهد. آنها به طور گسترده ای در سنتز ترکیبات و داروها مختلف استفاده می شوند. واکنش های افزودن اتم های هیدروژن و ترکیبات هیدروکسیل به ترکیبات غیر اشباع و معطر همراه با فتولیز و رادیولیز مواد آلی و اجسام بیولوژیکی است.

پیوند دوگانه C=C می شکند و پیوند C-X به عنوان یک قاعده ایجاد می شود
پیوند  قویتر از شکستن پیوند -C C است و بنابراین واکنش جمع گرمازا است. این به وضوح از مقایسه آنتالپی واکنش  دیده می شود نو استحکام پیوند حاصل دی(EtX) در جدول. 1.

یکی دیگر عامل مهم، که بر آنتالپی واکنش تأثیر می گذارد، انرژی تثبیت رادیکال حاصل XCH 2 C  H 2 Y است: هر چه این انرژی بیشتر باشد، گرمای افزودن رادیکال X به الفین بیشتر است. انرژی تثبیت را می توان به عنوان مثال با تفاوت در استحکام پیوندهای C-H در ترکیبات Pr-H و EtYHC-H مشخص کرد رادیکال H 2 Y در نتیجه افزودن رادیکال متیل به مونومر CH 2 = CHY در آنتالپی این واکنش تشکیل شده است.

میز 1.

آنتالپی، آنتروپی و انرژی گیبس جمع اتم ها و رادیکال ها X  به اتیلن

ایکس 	اچ, kJ mol  1	اس, J mol  1 K  1	جی(298 K) kJ mol  1
اچ 
Cl 
سی  اچ 3
من 2 سی  اچ
Ph.C.  اچ 2
ن  اچ 2
HO 
CH 3 O 
HO 2 

مشاهده می شود که هر چه انرژی تثبیت رادیکال بیشتر باشد، آنتالپی واکنش کمتر است.

همه واکنش‌های افزودن با کاهش آنتروپی اتفاق می‌افتند، زیرا دو ذره در یک ذره ترکیب می‌شوند (جدول 8.1 را ببینید). به همین دلیل، برای واکنش های جمع، انرژی گیبس، و با مقدار کافی درجه حرارت بالاواکنش افزودن گرمازا برگشت پذیر است، زیرا  جی= اچتی اس.

هر فرآیند (واکنشی) تحت تأثیر دو عامل است:

Enathlpiy (exo- یا endo) - Δ H;

انتروپیل (ТΔS).

وقتی این دو عامل را با هم ترکیب می کنیم به این نتیجه می رسیم:

ΔΝ – ТΔS = ΔG

G = H – TS – انرژی گیبس.

معنای فیزیکی انرژی گیبس:

نتیجه گیری: حالت تعادل ترمودینامیکی بسیار پایدار است، زیرا در ثابت P، T سیستم نمی تواند از حالت تعادل خارج شود، زیرا خروجی برابر با افزایش انرژی گیبس است.

برای اینکه سیستم از حالت تعادل خارج شود، لازم است برخی از عوامل خارجی (P، T، غلظت و غیره) تغییر کند.

مفهومی به نام حالت استاندارد گیبس وجود دارد:

ΔG f 0 298 [kJ/mol] - مقدار مرجع.

ΔG 298 = Σn i Δ * ΔG f 0 298 – Σn j Δ * ΔG f 0 298

معرف محصول

بیشتر فرآیندها در t بالاتر از استاندارد رخ می دهند (298). برای محاسبه مجدد انرژی گیبس به دماهای بالاتر، داده های مرجع در مورد ظرفیت های گرمایی مورد نیاز است، داده هایی که به عنوان تابعی از دما ارائه می شوند.

در کتاب های مرجع، این داده ها معمولاً در قالب یک سری قدرت ارائه می شوند.

C p 0 = a + bT + cT 2 + c’ T -2

که در آن a، b، c، c برای هر ماده متفاوت است.

ΔC p 0 = Δa + ΔbT + ΔcT 2 + Δc ’T -2

جایی که Δa، Δb، Δc، Δc’ - که توابع حالت هستند، با استفاده از فرمول ها محاسبه می شوند:

Δa = Σn i a - Σn j a

معرف محصول

Δb = Σn i b - Σn j b

معرف محصول

Δc = Σn i c - Σn j c

معرف محصول

ترمودینامیک تعادل فاز. تعادل فاز در سیستم های ناهمگن قانون فاز گیبس

تعادل فاز شامل انتقال از نوع زیر است:

فاز جامد در حالت تعادل با مایع (ذوب - تبلور).

فاز مایع در تعادل با بخار (تبخیر - تراکم)؛

فاز جامد با بخار در تعادل است (تععید - تصعید).

مفاهیم اساسی قانون فاز:

فاز (F) بخشی از سیستم است که با سایر قسمت های آن رابط دارد.

جزء (k) یک جزء شیمیایی همگن سیستم است که تمام خواص آن را دارد.

تعداد درجات آزادی (C) تعداد متغیرهای مستقلی است که می توان آنها را به دلخواه بدون تغییر تعداد فازهای سیستم تغییر داد.

(S, F, K) S = K – F +2

یک قانون فاز گیبس وجود دارد.

سیستم های یک جزئی، دو جزئی، سه جزئی (K=1، K=2، K=3) وجود دارد.

C min = 1 – 3 + 2 = 0

C max = 1 – 1 + 2 = 2

برای توصیف سیستم های یک جزئی، مختصات زیر را انتخاب کردیم:

P (فشار بخار اشباع)

T (دما)

dP / dT = ΔH f.p. / (T f.p. * ΔV )

این وابستگی برای مطلقاً تمام انتقال‌های فاز به قوت خود باقی می‌ماند.

آر ج

تلویزیون ج.ا

ب بخار

هر خط از نمودار مربوط به انتقال فاز خود است:

درباره تلویزیون - و.

Oa J. - Par

Os TV. - بخار

فیلدهای نمودار: فاز جامد، فاز مایع، بخار.

T cr.: بخار - گاز

فیلد فاز:

С = 2 (در فیلدهای С max)

C = 1 (روی خطوط)

نقطه O - مربوط به تعادل سه فاز است: Tv. – F – پار.

C = 0 - این بدان معنی است که نه دما و نه فشار را نمی توان تغییر داد.

اجازه دهید اکنون در این مورد بمانیم پتانسیل شیمیایی- مقداری که مشخصه های ترمودینامیکی سیستم را نه به عنوان یک کل، بلکه یک مولکول در این سیستم را تعیین می کند.

اگر مولکول به مولکول به سیستم اضافه کنید در فشار ثابت، سپس برای اضافه کردن هر ذره جدید لازم است دقیقاً همان کار را صرف اضافه کردن هر ذره قبلی کنید: حجم سیستم رشد می کند ، اما چگالی سیستم - و شدت برهمکنش ها در آن - تغییر نمی کند. بنابراین، تعیین وضعیت ترمودینامیکی یک مولکول در یک سیستم با مقدار آزاد راحت است. انرژی گیبس جی،تقسیم بر تعداد مولکول ها N،

m = G/N

تماس گرفت پتانسیل شیمیایی(و از آنجایی که در فاز مایع یا جامد و فشارهای پایین F » G، سپس اینجا m » F/N). اگر نبه معنی تعداد مولکول ها نیست، بلکه طبق معمول تعداد مول های مولکول است، پس m نه به یک مولکول، بلکه به یک مولکول از مولکول ها اشاره دارد.

پتانسیل شیمیایی - یا همان چیزی که رایگان است انرژی گیبسدر هر مولکول - در قسمت دوم سخنرانی امروز، زمانی که برای ما مفید خواهد بود صحبت خواهیم کرددر مورد توزیع مولکول ها بین فازها واقعیت این است که مولکول ها از فازی که پتانسیل شیمیایی آنها بالاتر است به فازی که پتانسیل شیمیایی آنها کمتر است جریان می یابد - این باعث کاهش کل آزاد می شود. انرژیسیستم و آن را به تعادل نزدیک می کند. و در حالت تعادل، پتانسیل شیمیایی مولکول ها در یک فاز برابر است با پتانسیل شیمیایی همان مولکول ها در فاز دیگر.

که در اخیراهنگام مطالعه ویژگی‌های سیستم‌های پلاستیکی شده، حقایق تجربی کشف شد که با ایده‌های پذیرفته‌شده عمومی در تضاد است و در تعدادی از موارد، توضیح مناسبی دریافت نکردند. این مربوط به ترمودینامیک سیستم های پلاستیکی، تعیین دمای انتقال شیشه ای (Tg) و ارزیابی خواص سیستم های حاوی مقادیر نسبتاً کمی نرم کننده است. این حقایق برای عمل و تئوری از اهمیت بالایی برخوردار هستند و با متاپایداری سیستم های پلاستیکی شده و استفاده نادرست از روش های خاص برای مطالعه ویژگی های آنها مرتبط هستند.

مشخص شده است که همه سیستم ها به پایدار یا پایدار، ناپایدار یا ناپایدار و فراپایدار تقسیم می شوند که رایج ترین آنها هستند. بنابراین، مطالعه خواص ترموفیزیکی سیستم‌های ناپایدار از اهمیت بالایی برخوردار است.

یک سیستم فراپایدار نسبت به تمام سیستم هایی که بی نهایت با آن تفاوت دارند پایدار است، اما حداقل یک سیستم وجود دارد که نسبت به آن ناپایدار است. حالت A که کمترین انرژی گیبس را دارد، واقعاً پایدار است و حالت B که انرژی گیبس بالاتری دارد، نسبت به حالت A یک حالت ناپایدار است. با این حال، برای انتقال سیستم از حالت B به حالت A، مانع احتمالی باید برطرف شود. اگر انرژی اغتشاش کمتر از مانع پتانسیل باشد، سیستم در حالت B باقی می ماند.

پایداری چنین سیستم هایی به نسبت زمان استراحت (p) و زمان تجربه (op) بستگی دارد. منظور از زمان تجربه نه تنها زمان آزمایش آزمایشگاهی، بلکه زمان نگهداری و بهره برداری از محصول است. اگر
p >> op، در این صورت سیستم می تواند برای مدت نامحدودی در حالت فراپایدار باشد و هیچ تفاوتی با یک سیستم واقعاً پایدار ندارد. بنابراین، اصطلاح «عدم تعادل» نباید در مورد آن به کار رود. برعکس، اصطلاح "تعادل ناپایدار" اکنون به طور گسترده استفاده می شود. یک سیستم در حالت A در تعادل واقعی است و یک سیستم در حالت B در تعادل ناپایدار است.
حالت فراپایدار برای سیستم های پلیمری به دلیل اندازه بسیار بزرگ ماکرومولکول های پلیمری و r قابل توجه است. برای مثال، چنین سیستم هایی را می توان با سخت شدن به دست آورد. خنک شدن سریع یک پلیمر یا مخلوط پلیمری تا دمای قابل توجهی کمتر از Tc آن. در این حالت ساختار سیستم تغییر نمی کند و ساختاری که در دمای بالاتر به آن داده می شود حفظ می شود. این بدان معنی است که سیستم گذشته خود را "به یاد می آورد". چنین سیستم هایی را سیستم های "حافظه" می نامند. کارهای زیادی به مطالعه خواص آنها اختصاص یافته است و ترمودینامیک این سیستم ها در حال توسعه است. این ویژگی ها به تاریخچه سیستم ها بستگی دارد. سیستم های حافظه شامل تمام پلیمرها و ترکیبات پلیمری هستند که در دمای بسیار پایین تر از Tc آنها قرار دارند. زمان آرامش فرآیندهای رخ داده در آنها بسیار طولانی است و بنابراین پلیمرهای شیشه ای در T<< Тс рассматривают как равновесные. К таким системам применимы законы классической термодинамики.

میل ترکیبی ترمودینامیکی پلیمر برای نرم‌کننده از اهمیت بالایی برخوردار است که با همان پارامترهای میل پلیمر برای حلال‌ها ارزیابی می‌شود: بزرگی و علامت انرژی گیبس (G) اختلاط، پارامتر برهمکنش فلوری-هاگینز. (1)، ضریب ویروسی دوم (A2). مقدار G را می توان به دو روش تعیین کرد. روش اول تعیین مستقیم G بر اساس داده های تجربی در مورد فشار بخار نرم کننده بالای سیستم پلاستیکی شده یا بر روی فشار تورم است. روان کننده ها مایعات بسیار فراری هستند، بنابراین اندازه گیری فشار پایین آنها به روش های خاصی نیاز دارد. روش افیوژن که برای این منظور استفاده می شود دارای معایب بسیاری است. دقیق تر، روش تعیین فشار تورم است که از دیرباز در مطالعه خواص اترهای سلولز پلاستیکی استفاده می شود. این با موفقیت در مطالعه میل ولکانیزرهای لاستیکی به حلال های مختلف استفاده شد.

تعیین G پلیمرهای پلاستیکی شده را می توان با استفاده از روش پیشنهادی برای مخلوط های پلیمری انجام داد. برای انجام این کار، لازم است G مخلوط پلیمر، نرم کننده و مخلوط آنها را با هر مایع کم مولکولی که بی نهایت با آنها اختلاط دارد اندازه گیری کرد. انرژی گیبس اختلاط را می توان بر اساس داده های مربوط به پراکندگی نور محلول ها تعیین کرد. این روش که توسط Vuks برای سیستم مایع-مایع ارائه شد، برای اولین بار برای سیستم های پلیمری-حلال در کار استفاده شد.

راه دوم برای تعیین مقدار G محاسبه این پارامتر بر اساس آنتالپی و آنتروپی آزمایشی اندازه گیری شده اختلاط پلیمر با نرم کننده است. با استفاده از معادله G = H - TS محاسبه می شود. آنتالپی اختلاط طبق قانون هس محاسبه می شود، همانطور که در بالا توضیح داده شد، آنتروپی اختلاط بر اساس وابستگی دمایی ظرفیت گرمایی سیستم های پلاستیکی شده تعیین می شود که با استفاده از کالری سنج اسکن اندازه گیری می شود. این روش شایسته توجه است. با این حال، در چارچوب ترمودینامیک کلاسیک، مقادیر آنتروپی مطلق تنها با برون یابی وابستگی دمای تجربی ظرفیت گرمایی به صفر مطلق به دست می آید. این در کار انجام شد و در کار از یک روش تقریبی برای محاسبه مقادیر S 0 استفاده شد، زمانی که تمام مقادیر آنتروپی بدون عبارت صفر گرفته شد. این ممکن است منجر به خطا شود. از مطالب فوق چنین استنباط می شود که لازم است روش های مختلفی توسعه داده شود که نتایج یکسانی داشته باشند. برای انجام این کار، مقایسه و بحث سیستماتیک نتایج به دست آمده با روش های مختلف ضروری است.

نتیجه

در کارم انرژی گیبس و مفاهیم مرتبط با این نظریه را بررسی کردم. من در مورد پتانسیل های ترمودینامیکی، قوانین فاز، توزیع گیبس، آنتالپی، آنتروپی و البته خود انرژی گیبس صحبت کردم.

سهم جوزیا ویلارد گیبز در علم قابل توجه است. آثار و تحقیقات او زمینه ساز پیشرفت های علمی پیروانش بوده و از اهمیت عملی نیز برخوردار است.

فهرست منابع استفاده شده:

ترموفیزیک مایعات ناپایدار Sverdlovsk، آکادمی علوم UC اتحاد جماهیر شوروی، 1987.

پریگوژین I.، Defey R. ترمودینامیک شیمیایی. مطابق. از انگلیسی اد. V.A. میخائیلووا نووسیبیرسک، ناوکا، 1966.

Kubo R. ترمودینامیک. مطابق. از انگلیسی اد. D.M. زوباروا، N.M. Placids. م. میر، 1970.

تاگر A.A. وزن مولکولی بالا conn., 1988, vol A30, No. 7, p. 1347.

تاگر A.A. فیزیکوشیمی پلیمرها م.، شیمی، 1978.

نوویکووا L.V. و سایرین پلاست. توده ها، 1983، شماره 8، ص. 60.

انرژی گیبسبه شکل زیر: تغییر انرژی گیبسپس از تشکیل داده شده ... هر یک از پتانسیل های ترمودینامیکی: داخلی انرژی U، آنتالپی H، انرژی گیبسجی، انرژیهلمهولتز و مشروط به ثبات...

1. ترمودینامیک پایداری شیمیایی آلیاژهای سیستم Mn-Si

   پایان نامه >> شیمی

   ... انرژی گیبسواکنش‌های 2 و 3 با معادلات وابستگی دما توصیف می‌شوند: انرژی گیبسواکنش 1 را می توان با ترکیب یافت انرژی ها گیبس... دستگاه خودپرداز. جایگزین کردن به عبارات برای انرژی هااختلاط معانی انرژی ها گیبسواکنش های (1) - (4)، دریافت می کنیم ...

2. شیمی کلوئیدی یادداشت های سخنرانی

   چکیده >> شیمی

   همیشه > 0. سطح داخلی انرژیواحدهای سطحی بزرگتر از سطح انرژی گیبس(*) برای گرمای تشکیل...، بنابراین معادله گیبس-Helmholtz(**)، اتصال سطح کامل انرژییا آنتالپی s انرژی گیبسدر این مورد...

وقوع خود به خودی یک فرآیند ایزوباریک- همدما توسط دو عامل تعیین می شود: آنتالپی، همراه با کاهش آنتالپی سیستم (ΔH) و آنتروپی T ΔS، به دلیل افزایش بی نظمی در سیستم به دلیل افزایش در سیستم آنتروپی آن تفاوت بین این عوامل ترمودینامیکی تابعی از وضعیت سیستم است که به آن پتانسیل ایزوباریک- همدما می گویند. انرژی آزاد گیبس(G, kJ): ΔG = ΔH – T ΔS

در ΔG< 0 реакция термодинамически разрешена и система стремится к достижению условия ΔG = 0, при котором наступает равновесное состояние обратимого процесса; ΔG >0 نشان می دهد که فرآیند از نظر ترمودینامیکی ممنوع است.

· اگر ΔH< 0 и ΔS >0، سپس همیشه ΔG< 0 и реакция возможна при любой температуре.

· اگر ΔH > 0 و ΔS< 0, то всегда ΔG >0 و واکنش با جذب گرما و کاهش آنتروپی تحت هیچ شرایطی غیرممکن است.

· در موارد دیگر (ΔH< 0, ΔS < 0 и ΔH >0، ΔS > 0) علامت ΔG به رابطه بین ΔH و TΔS بستگی دارد. واکنش در صورتی امکان پذیر است که با کاهش پتانسیل ایزوباریک همراه باشد. در دمای اتاق، زمانی که مقدار T کوچک است، مقدار TΔS نیز کوچک است و معمولاً تغییر آنتالپی بزرگتر از TΔS است. بنابراین، بیشتر واکنش هایی که در دمای اتاق رخ می دهند گرمازا هستند. هر چه دما بالاتر باشد، TΔS بیشتر است و حتی واکنش های گرماگیر امکان پذیر می شود.

17. اثر دما. در هر واکنش برگشت پذیر، یکی از جهت ها مربوط به فرآیند گرمازا و دیگری مربوط به فرآیند گرماگیر است.

واکنش رو به جلو گرمازا و واکنش معکوس گرماگیر است. تأثیر تغییرات دما بر موقعیت تعادل شیمیایی منوط است قوانین زیر:

با افزایش دما، تعادل شیمیایی در جهت واکنش گرماگیر و با کاهش دما در جهت واکنش گرمازا تغییر می کند.

18. سیستم های همگن و ناهمگن وجود دارد. همگنسیستم متشکل از یک فاز نامیده می شود. ناهمگون- سیستمی متشکل از چند فاز. فاز بخشی از یک سیستم است که توسط یک رابط از سایر قسمت های آن جدا شده و با عبور از آن، ویژگی های سیستم به طور ناگهانی تغییر می کند.

سرعت همگنواکنش با مقدار ماده ای که در طول واکنش در واحد زمان در واحد حجم سیستم واکنش می دهد یا تشکیل می شود تعیین می شود.

سرعت ناهمگنواکنش با مقدار ماده ای که در طول واکنش واکنش می دهد یا تشکیل می شود در واحد زمان در واحد سطح فاز تعیین می شود.

نرخ ثابتواکنش k به ماهیت واکنش دهنده ها و دما بستگی دارد، اما به غلظت آنها بستگی ندارد.

سرعت واکنش همیشه مثبت فرض می شود، بنابراین مشتق غلظت های اولیه با علامت منفی و مشتق محصولات واکنش با علامت مثبت در نظر گرفته می شود.

ترتیب واکنشترتیب واکنش یک کمیت تجربی برابر با مجموع توانهایی است که با آن غلظت واکنش دهنده ها در بیان سرعت واکنش وارد می شود.

واکنش های مرتبه اول اگر سرعت واکنش به غلظت تنها یک واکنش دهنده به توان اول بستگی داشته باشد، آنگاه عبارت سرعت به شکلی در می آید.

گفته می شود که چنین واکنشی یک واکنش مرتبه اول است.

یکی از تغییرات سرعت واکنش کاتالیزور است. کاتالیزور مسیری را که در آن واکنش کلی رخ می دهد تغییر می دهد. افزایش سرعت با کاهش انرژی گیبس همراه است.

از این سه مرحله، کندترین مرحله اول است. بنابراین، این اوست که سرعت کل واکنش را تعیین می کند (است محدود کردنصحنه).

اگر مرحله محدود کننده به وضوح قابل شناسایی نباشد، ممکن است ترتیب واکنش ها کسری یا منفی باشد.

شامل 3 مرحله است:

1) در بالای کربن اکسیژن

2) واکنش شیمیایی در بالای کربن

3) خروج محصول

هر 3 مرحله با سرعت های مختلف اتفاق می افتد.

انرژی این مرحله زیاد نیست. این فرآیند با انتقال ماده (اکسیژن به سطح کربن) تعیین می شود. و سرعت این فرآیند بر اساس مرحله انتقال ماده مشخص می شود.

مرحله با سرعت واکنش شیمیایی تعیین می شود و مرحله محدود کننده نامیده می شود.

در دمای ثابت، سرعت یک واکنش شیمیایی با محصول واکنش شیمیایی مواد واکنش دهنده متناسب است.

19 برگشت پذیریک فرآیند یک فرآیند تعادلی است که در جهت جلو و معکوس از طریق همان حالت های میانی جریان می یابد و خود سیستم به حالت اولیه خود باز می گردد.

برگشت ناپذیرفرآیندی است که نمی توان آن را در جهت مخالف از طریق همه حالت های میانی مشابه انجام داد. همه فرآیندهای واقعی برگشت ناپذیر هستند. نمونه هایی از فرآیندهای برگشت ناپذیر: انتشار، انتشار حرارتی، هدایت حرارتی، جریان چسبناک و غیره. انتقال انرژی جنبشیحرکت ماکروسکوپی از طریق اصطکاک به گرما، یعنی به داخل انرژی درونیسیستم یک فرآیند برگشت ناپذیر است.

بسیاری از فرآیندها در حالت مستقیم و برگشت پذیر رخ می دهند. زمانی که مستقیماً تبلیغ می کند دلتا N.

در یک مقطع زمانی مشخص، هر دو عامل متعادل می شوند و لحظه ای تعادل شیمیایی رخ می دهد.

در یک سیستم تعادلی، مواد اولیه و محصولات به طور همزمان جریان دارند.

ثابت تعادل شیمیاییاگر واکنش ها همگن باشند:

2NO 2 (گرم) + O 2 (گرم) = 2NO 3 (گرم)

V 1 = k 1 2

V 2 =k 2 2 v 1 /v 2 =k c - ثابت تعادل k 1 2 = k 2 2 k 1 / k 2 = k c

20. اصل لا شاتلیه: اگر یک سیستم در تعادل تحت تأثیر خارجی قرار گیرد، تعادل در جهتی تغییر می کند که به تضعیف این تأثیر کمک می کند. با افزایش دما، تعادل شیمیایی در جهت واکنش گرماگیر و با کاهش دما در جهت واکنش گرمازا تغییر می کند. با افزایش فشار، تعادل در جهتی تغییر می کند که تعداد کل مول های گازها کاهش می یابد و بالعکس. هنگامی که غلظت یکی از مواد اولیه افزایش می یابد، تعادل به سمت تشکیل محصولات واکنش تغییر می کند. هنگامی که غلظت یکی از محصولات واکنش افزایش می یابد، تعادل به سمت تشکیل مواد اولیه تغییر می کند.

4Cl(g)+O2(g)=2Сд2(g)+2Н2О(l) ∆H>0

تعادل سیستم با کاهش دما، افزایش فشار و افزایش غلظت محصولات اولیه به سمت محصولات تغییر می کند.

21. بیشتر واکنش ها در طبیعت در محلول هایی اتفاق می افتد که ترکیبات و ساختارهای متفاوتی دارند. راه حل ها هستند نوع خاصمخلوطی از مواد شیمیایی مشخصه اصلی محلول ها همگنی و پایداری در طول زمان است.

محلول های واقعی سیستم های همگن، ترمودینامیکی و پایداری هستند که از یک املاح و یک حلال و همچنین محصولات برهمکنش آنها تشکیل شده است. محلول همیشه از 2 یا چند جزء تشکیل شده است.

حلال جزئی است که حالت فاز آن پس از انحلال تغییر نمی کند. حلال اصلی آب است.

در رابطه با آب، مواد آبدوست و آبگریز متمایز می شوند.

بر اساس وضعیت تجمع آنها، راه حل ها به دو دسته تقسیم می شوند:

گازی؛

مایع؛

سخت.

بر اساس ترکیب کیفی آنها، محلول ها به موارد زیر تقسیم می شوند:

متمرکز شده استرقیق شده؛

ثروتمند(سیستم های تعادلی، ترمودینامیکی، ناپایدار، مشخص شده است بیشترین(نهایی) انحلال یک ماده بدون تشکیل رسوب).

بیش از حد اشباع شده(ماده محلول رسوب می کند)؛

غیر اشباع(ماده ممکن است هنوز حل شود).

انتشاریک فرآیند خود به خود انتقال ذرات املاح و حلال در امتداد گرادیان غلظت املاح است که منجر به یکسان شدن غلظت ذرات و سرعت آنها می شود.

دلیل: تمایل سیستم برای حداکثر آنتروپی. علیرغم ماهیت آشفته حرکت حرارتی ذرات در سیستم، انتشار ذرات در نتیجه این حرکت همیشه از غلظت بالاتر به غلظت کمتر هدایت می شود. تا زمانی که در غلظت ذرات اختلاف وجود داشته باشد، انتشار یک ویژگی جهت دار دارد قطعات جداسیستم های. پس از یکسان سازی غلظت ذرات، سرعت انتشار آنها در جهات مختلف نیز برابر می شود.

مقدار ماده ای که از طریق انتشار از طریق واحد سطح در واحد زمان منتقل می شود، سرعت انتشار نامیده می شود. سرعت انتشار به طور مستقیم با دما و اختلاف غلظت در هر دو طرف سطحی که انتشار از طریق آن رخ می دهد، متناسب است. در عین حال، سرعت انتشار با ویسکوزیته محیط و اندازه ذرات نسبت معکوس دارد.

فشار اسمزی(π) فشار هیدرواستاتیک اضافی است که در نتیجه اسمز ایجاد می شود و منجر به یکسان شدن نرخ های نفوذ متقابل مولکول های حلال از طریق یک غشاء با نفوذپذیری انتخابی می شود.

در طول اسمز، مولکول های حلال ترجیحاً از طریق غشاء در جهتی حرکت می کنند که غلظت ذرات ماده بیشتر و غلظت حلال کمتر باشد. به عبارت دیگر، در اثر اسمز، حلال به قسمتی از سیستم که غلظت ذرات ماده بیشتر است جذب می شود. اگر فشار اسمزی محلول ها یکسان باشد، آنها را ایزوتونیک می نامند و یک تبادل واقعاً تعادلی حلال بین آنها اتفاق می افتد. هنگامی که دو محلول با فشار اسمزی متفاوت در تماس هستند، محلول هیپرتونیک محلول با فشار اسمزی بالاتر و محلول هیپوتونیک محلول با فشار اسمزی کمتر است. محلول هایپرتونیک حلال را از محلول هیپوتونیک جذب می کند و سعی می کند غلظت ماده را با توزیع مجدد حلال بین محلول های در تماس یکسان کند.

فشار بخاری که در آن، در شرایط دمای معین، تعادل دینامیکی رخ می دهد که با برابری نرخ تبخیر و تراکم مایع مشخص می شود، نامیده می شود. فشار بخار اشباع

کاهش نسبی فشار بخار حلال در بالای محلول برابر با کسر مولی املاح است، یعنی. نسبت تعداد مول های املاح به تعداد کل مول های املاح و حلال (قانون اول رائول)

22 .محلول جوشیک مول از یک ماده در هر 1000 گرم حلال، و اغلب به آن افزایش نقطه جوش مولکولی می گویند. در واقعیت، معادله دیگر در غلظت‌های زیاد املاح صادق نیست زیرا معادله بر اساس تقریب‌های محلول رقیق است.

یک مایع در دمایی می جوشد که در آن فشار بخار اشباع مایع برابر با فشار خارجی می شود. از آنجایی که فشار بخار اشباع محلول های مواد غیر فرار یا کم فرار است فشار کمتربخار اشباع حلال، سپس این محلول ها در دمای بالاتر از حلال می جوشند. رائول برای محلول های رقیق چنین موادی افزایش نقطه جوش محلول Δtк را ثابت کرد. = t - t0 متناسب با مولالیته آن است:

Δtк. = E m

مایع منجمد می شوددر دمایی که فشار بخار اشباع بالای آن با بالای کریستال های این ماده برابر است. از آنجایی که فشار بخار اشباع یک حلال در بالای محلول همیشه کمتر از فشار بخار بالاتر از یک حلال خالص است، یک محلول رقیق در دمای کمتری نسبت به حلال منجمد می شود. نقطه انجماد یک محلول دمایی در نظر گرفته می شود که در آن اولین کریستال های یک حلال خالص در طی فرآیند سرد شدن شروع به جدا شدن می کنند. رائول برای چنین راه حل هایی دریافت که نقطه انجماد محلول Δtз کاهش می یابد. = t0 - t (t0 - دمای انجماد حلال، t - دمای انجماد محلول) متناسب با مولالیته آن است (1 مول در هر 1000 گرم حلال):

Δtz = Km،

23 .الکترولیت هاموادی هستند که در آب، مایعات قطبی دیگر تفکیک می‌شوند یا به یون‌ها ذوب می‌شوند و می‌توانند هدایت کنند. برق. تجزیه یک ماده به یون را تفکیک الکترولیتی می گویند. انتقال جریان در محلول‌ها و مذاب‌ها توسط یون‌ها انجام می‌شود، بنابراین بر خلاف هادی‌های الکترونیکی، هادی‌های یونی یا رسانای نوع دوم نامیده می‌شوند. الکترولیت ها شامل نمک ها، اسیدها و بازها هستند.

ویژگی های راه حل هاالکترولیت ها محلول های الکترولیت علاوه بر قابلیت هدایت جریان الکتریکی، ویژگی های دیگری نیز دارند. به طور خاص، انحراف از قوانین Raoult و Van’t Hoff در محلول های الکترولیت مشاهده می شود.

محلول های الکترولیت ها حاوی غلظت قابل توجهی از یون-کاتیون ها و آنیون ها هستند که در نتیجه تفکیک الکترولیتی مولکول های ماده محلول تشکیل شده اند. حلال (خالص یا مخلوط) معمولاً به میزان قابل توجهی تفکیک نمی شود. محلول های الکترولیت ها e. توانایی هدایت الکتریسیته را دارند. جریان و متعلق به هادی های نوع دوم است. با توجه به افزایش تعداد کل ذرات، خواص تجمعی محلول های الکترولیت بی نهایت رقیق شده است. (یعنی خواصی که فقط به غلظت املاح بستگی دارد، اما به ماهیت آن بستگی ندارد) به طور قابل توجهی با همان خواص محلول های غیر الکترولیت ها متفاوت است. این، به ویژه، افزایش اسمزی را توضیح می دهد. فشار در مقایسه با مقدار پیش‌بینی‌شده توسط قانون وانت هاف (به اسمز مراجعه کنید)، کاهش فشار بخار حلال بالای محلول در مقایسه با پیش‌بینی‌شده توسط قانون رائول و غیره. وجود یون‌ها نیز طبقه‌بندی را تعیین می‌کند. از راه حل های الکترولیت، ویژگی های نظری. رویکردها در مقایسه با کلاس های دیگر راه حل ها. نایب. محلول های آبی الکترولیت ها بازی می کنند نقش مهمدر بسیاری از بیولوژیکی، زمین شناسی. و فن آوری فرآیندها محلول های الکترولیت غیر آبی به عنوان یک محیط برای سنتز و فرآیندهای الکتروشیمیایی استفاده می شود فن آوری های مدرن(ایجاد منابع جدید شیمیایی، پنل های خورشیدی، فرآیندهای جداسازی مواد و غیره).

ضریب ایزوتونیک برای محلول های الکترولیت همیشه بیشتر از واحد است و با رقیق شدن محلول i به یک عدد صحیح معین افزایش می یابد.

برای توضیح ویژگی‌های محلول‌های الکترولیت، S. Arrhenius نظریه تفکیک الکترولیتی را بر اساس فرضیه‌های زیر ارائه کرد:

1. الکترولیت های موجود در محلول ها به یون ها تجزیه می شوند - تجزیه می شوند.

2. تفکیک یک فرآیند تعادل برگشت پذیر است.

3. نیروهای برهمکنش یون ها با مولکول های حلال و با یکدیگر کوچک هستند (یعنی محلول ها ایده آل هستند). تفکیک الکترولیت ها در محلول تحت تأثیر مولکول های حلال قطبی رخ می دهد. وجود یون در محلول هدایت الکتریکی آن را تعیین می کند. برای ارزیابی کامل بودن تفکیک در تئوری تفکیک الکترولیتی، مفهوم درجه تفکیک α معرفی شده است که برابر است با نسبت تعداد مولکول‌های n که به یون‌ها تجزیه می‌شوند به تعداد کل مولکول‌های N: آلفا = n\N

24 . الکترولیت های قوی و ضعیف

الکترولیت‌های قوی معمولاً شامل موادی می‌شوند که درجه تفکیک ظاهری آنها در محلول از 30٪ بیشتر باشد (a> 0.3). وقتی یک< 3% (a < 0,03) электролиты считают слабыми, в других случаях о них говорят как об электролитах средней силы.

قدرت الکترولیت ها از نظر کمی با درجه تفکیک مشخص می شود. درجه تفکیک (a) نسبت تعداد مولکول‌های متلاشی شده به یون‌ها (Ndis.) به تعداد کل مولکول‌های ماده محلول (Ntotal) است:

درجه تفکیک به کسری از یک واحد یا به صورت درصد بیان می شود. زیرا تعداد کل مولکول های یک ماده در یک محلول با مقدار ماده و غلظت مولی آن متناسب است.

الکترولیت های با a = 1 الکترولیت های ضعیف در نظر گرفته می شوند< 1.

درجه تفکیک معمولاً با اندازه‌گیری رسانایی الکتریکی محلول‌ها تعیین می‌شود که با غلظت یون‌های آزادانه متناسب است. در این حالت، a درست به دست نمی آید، بلکه مقادیر ظاهری به دست می آید. آنها همیشه کمتر از مقادیر واقعی a هستند، زیرا یون‌ها هنگام حرکت به سمت الکترودها با هم برخورد می‌کنند و تا حدی تحرک آنها را کاهش می‌دهند، به خصوص در غلظت‌های بالا در محلول، زمانی که جاذبه الکترواستاتیکی بین یون‌ها رخ می‌دهد. مثلا، معنی واقعیدرجه تفکیک الکترولیتی HCl در محلول رقیق 1 است، در محلول 1 مولار a = 0.78 (78٪) در دمای 18 درجه سانتیگراد است، با این حال، این محلول حاوی 22٪ مولکول های HCl غیرقابل تفکیک نیست، تقریباً همه مولکول ها تجزیه می شوند. .

الکترولیت هایی که تقریباً به طور کامل در یک محلول آبی رقیق تجزیه می شوند، الکترولیت های قوی نامیده می شوند.

الکترولیت های قوی در محلول های آبی شامل تقریباً همه نمک ها، بسیاری از اسیدهای معدنی (H2SO4، HNO3، HClO4، هالیدهای هیدروژن، به جز HF و غیره)، هیدروکسیدهای عناصر s (به استثنای Be(OH)2 و Mg(OH) هستند. 2). مقادیر ظاهری این الکترولیت ها از 70 تا 100 درصد متغیر است. تفکیک الکترولیت های قوی یک فرآیند عملا غیر قابل برگشت است.

الکترولیت هایی که تا حدی در یک محلول آبی رقیق تجزیه می شوند ضعیف نامیده می شوند. تفکیک الکترولیت های ضعیف یک فرآیند برگشت پذیر است.

تفکیک الکترولیت های ضعیف یک فرآیند برگشت پذیر است. برای تفکیک الکترولیت باینری ضعیف KA:

بر اساس قانون عمل جرم رابطه زیر معتبر است:

ثابت تعادل در این حالت ثابت تفکیک (ثابت یونیزاسیون) نامیده می شود. مانند هر ثابت تعادل، ثابت تفکیک به ماهیت ماده تفکیک کننده و حلال، دما بستگی دارد و به غلظت محلول بستگی ندارد.

ثابت تفکیک یکی از مشخصه های مهم الکترولیت های ضعیف است. هرچه مقدار Kd کمتر باشد، الکترولیت ضعیف‌تر در یک حلال معین تجزیه می‌شود.

Kd مربوط به یک وابستگی ساده است. اگر غلظت مولی کل الکترولیت در محلول با SKA نشان داده شود، برای الکترولیت های دوتایی غلظت Ky+ و Ax-ion برابر با a·CKA خواهد بود. بدیهی است که

A·CKA،

CKA - a·CKA = CKA·(1-a)،

وابستگی حاصل بیانی ریاضی از قانون رقت استوالد (1888) است: درجه تفکیک یک الکترولیت ضعیف زمانی افزایش می‌یابد که محلول به نسبت معکوس با ریشه دوم غلظت مولی آن رقیق شود.

25. ثابت اتوپروتولیز آب، مقدار pH.

آب یک الکترولیت ضعیف است.

H2O+H2O=H3O(+) +OH(+) k=\=1.8*10(-16)

H2O=H(+) +OH(-)

از آنجایی که درجه اتلاف آب کم است، غلظت عدم اتلاف مولکول های آب = غلظت کل.

اگر غلظت پروتون های هیدروژن بیشتر باشد.

pH=7-خنثی

PH> 7 قلیایی

در فرآیند واکنش های شیمیایی، دو گرایش عمل می کنند:

1.Н دقیقه (عامل آنتالپی)؛

2.S max (ضریب آنتروپی).

هر دوی این عوامل در جهت‌های متقابل عمل می‌کنند و سیر واکنش با واکنشی که در یک معین غالب است تعیین می‌شود. مورد خاص. تغییر در آنتالپی و آنتروپی در واکنش شیمیاییانرژی گیبس ∆G 0 (kJ) را در نظر می گیرد: ∆G 0 = ∆H 0 – T∆S 0، که در آن T دمای مطلق، ∆S 0 است. – تغییر استاندارد آنتروپی؛ ∆Н 0 - تغییر استاندارد آنتالپی.

قدر و علامت G امکان وقوع خود به خودی یک واکنش شیمیایی و جهت آن را مشخص می کند. در دما و فشار ثابت، واکنش به طور خود به خود در جهت مربوط به کاهش انرژی گیبس پیش می رود.

جی< 0 - реакция идет самопроизвольно в прямом направлении;

G > 0 - تحت این شرایط واکنش در جهت جلو پیش نمی رود.

G = 0 - واکنش برگشت پذیر است (تعادل شیمیایی).

تغییر ∆ r G به مسیر فرآیند بستگی ندارد و می‌تواند با نتیجه قانون هس محاسبه شود: تغییر انرژی گیبسدر نتیجه یک واکنش شیمیایی برابر است با مجموع انرژی های گیبس از تشکیل محصولات واکنش منهای مجموع انرژی های گیبس تشکیل مواد اولیه.

R G 0 = Σ∆ fمحصولات واکنش G 0 – Σ∆ f G 0 مواد اولیه،

جایی که ∆ f G 0 - انرژی استاندارد گیبس تشکیل، kJ/mol. مقدار مرجع ∆ f G 0 از مواد ساده برابر با صفر است.

سخنرانی شماره 6 . نرخ واکنش های شیمیایی

سینتیک شیمیایی -شاخه ای از شیمی که سرعت و مکانیسم واکنش های شیمیایی را مطالعه می کند.سرعت واکنش شیمیاییتماس گرفت تغییر در مقدار واکنش دهنده در واحد زمان در واحد حجم(برای واکنش همگن) یا رابط هر واحد(برای یک سیستم ناهمگن سرعت واکنش به ماهیت واکنش دهنده ها، غلظت آنها، دما و وجود کاتالیزورها بستگی دارد).

وابستگی سرعت یک واکنش شیمیایی به ماهیت مواد واکنش دهندهبا توجه به این واقعیت که هر واکنش با یک مقدار انرژی فعال سازی مشخص مشخص می شود. واکنش ها در جهت تخریب پیوندهای کمتر قوی و تشکیل مواد با پیوندهای قوی تر انجام می شود. برای از بین بردن یک پیوند و تشکیل پیوند دیگر، هزینه های انرژی خاصی مورد نیاز است. انرژی فعال سازی E a - این انرژی اضافی است که مولکول ها باید داشته باشند تا برخورد آنها منجر به تشکیل یک ماده جدید شود.اگر انرژی فعال سازی بسیار کم باشد (< 40 кДж/моль), то реакция идет с очень большой скоростью, если энергия активации очень велика (>120 کیلوژول بر مول)، سپس سرعت واکنش به طور غیرقابل اندازه گیری کم است.

وابستگی سرعت واکنش به غلظتواکنش دهنده ها بیان می شود قانون عمل توده (LMA): در دمای ثابت، سرعت یک واکنش شیمیایی با محصول غلظت مواد واکنش دهنده نسبت مستقیم دارد.

به طور کلی، برای همگنواکنش‌ها nA (g) + mB (g) = pAB (g)

وابستگی سرعت واکنش به غلظت با رابطه زیر بیان می شود:

,

در جایی که C A و C B غلظت واکنش دهنده ها هستند، k ثابت سرعت واکنش است. برای یک واکنش خاص 2NO (g) + O 2 (g) = 2NO 2 (g)، بیان ریاضی ZDM به این شکل است: υ = k∙∙

ثابت سرعت واکنش k به ماهیت واکنش دهنده ها، دما و کاتالیزور بستگی دارد، اما به غلظت واکنش دهنده ها بستگی ندارد. معنای فیزیکی ثابت سرعت این است که با سرعت واکنش در غلظت واحد واکنش دهنده ها برابر است.

برای ناهمگوندر واکنش‌ها، سرعت واکنش فقط به غلظت گازها یا مواد محلول بستگی دارد و غلظت فاز جامد در بیان ریاضی ZDM گنجانده نشده است. به عنوان مثال، سرعت احتراق کربن در اکسیژن تنها با غلظت اکسیژن متناسب است:

C (k) + O 2 (g) = CO 2 (k)، υ = k

وابستگی سرعت واکنش به دمابا افزایش دما، سرعت حرکت مولکول ها افزایش می یابد که به نوبه خود منجر به افزایش تعداد برخورد بین آنها می شود. افزایش دما باعث افزایش تعداد مولکول های فعال و در نتیجه افزایش سرعت واکنش شیمیایی می شود.

وابستگی سرعت یک واکنش شیمیایی به دما بیان می شود قانون وانت هاف: به ازای هر 10 درجه سانتیگراد افزایش دما، سرعت واکنش 2-4 برابر افزایش می یابد.

,

که در آن υ 2 و υ 1 سرعت واکنش در دماهای t 2 و t 1 هستند،

γ ضریب دمایی سرعت واکنش است که نشان می دهد با افزایش دما به میزان 10 0 C چند برابر سرعت واکنش افزایش می یابد.

وابستگی سرعت واکنش به دما با دقت بیشتری شرح داده شده است معادله آرنیوس، که ثابت سرعت واکنش را به انرژی فعال سازی مرتبط می کند:

که در آن A یک عامل ثابت است که برابر است با تعداد برخورد مولکول ها در واحد زمان ضربدر احتمال برهمکنش شیمیایی در طول یک برخورد.

وابستگی سرعت واکنش به کاتالیزورموادی که سرعت واکنش را افزایش می دهند، اما پس از آن از نظر شیمیایی بدون تغییر باقی می مانند، نامیده می شوند کاتالیزورها. تغییر سرعت واکنش تحت تأثیر کاتالیزورها نامیده می شود کاتالیزور. کاتالیزور وجود دارد همگنو ناهمگون.

اگر واکنش دهنده ها و کاتالیزور در یک حالت تجمع باشند، کاتالیزور می شود همگن:

2SO 2 (گرم) + O 2 (گرم) 2SO 3 (گرم)

اگر واکنش دهنده ها و کاتالیزور در حالت های مختلف تجمع باشند، کاتالیزور می شود ناهمگون:

N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g)

اثر یک کاتالیزور این است که انرژی فعال سازی را کاهش می دهد و در عین حال سرعت واکنش را افزایش می دهد.

سخنرانی شماره 7. تعادل شیمیایی

واکنش های شیمیایی به دو دسته تقسیم می شوند غیر قابل برگشتو برگشت پذیر. برگشت ناپذیرجریان فقط در جهت جلو (تا زمانی که یکی از واکنش دهنده ها به طور کامل مصرف شود)، برگشت پذیردر هر دو جهت رو به جلو و معکوس حرکت کنید (در این حالت، هیچ یک از مواد واکنش دهنده به طور کامل مصرف نمی شود). واکنش زیر را در نظر بگیرید:

بیان ریاضی قانون عمل جرم برای سرعت واکنش مستقیم υ رو به جلو و معکوس υ به شکل زیر است:

υ pr = υ arr =

در لحظه اختلاط مواد A و B، سرعت واکنش مستقیم حداکثر خواهد بود. سپس مواد A و B به تدریج مصرف می شوند و سرعت واکنش رو به جلو کاهش می یابد. مواد حاصل از D و F شروع به واکنش با یکدیگر می کنند و سرعت واکنش معکوس با افزایش غلظت مواد D و F به طور مداوم افزایش می یابد به سرعت واکنش معکوس

حالتی از سیستم که در آن سرعت واکنش رو به جلو (υ 1) برابر با سرعت واکنش معکوس (υ 2) است.تماس گرفت تعادل شیمیایی.غلظت واکنش دهنده هایی که در تعادل شیمیایی ایجاد می شوند عبارتند ازنامیده می شوند تعادل.

قانون عمل جرم برای فرآیندهای برگشت پذیر: در حالت تعادل شیمیایی در دمای ثابت، نسبت حاصلضرب غلظت محصولات واکنش به حاصلضرب غلظت مواد اولیه یک مقدار ثابت است.. این مقدار نامیده می شود ثابت تعادل. غلظت تعادل معمولاً نه با نماد "CA"، بلکه با فرمول ماده در براکت های مربع نشان داده می شود، و ثابت تعادل که بر حسب غلظت بیان می شود - K C. برای یک واکنش برگشت پذیر aA + bB dD + fF، بیان ریاضی قانون عمل جرم به شکل زیر است:

.

برای یک واکنش همگن خاص:

2CO (گرم) + O 2 (گرم) ↔ 2CO 2 (گرم)

برای واکنش ناهمگن CO 2 (g) + C (k) = 2CO (g). غلظت فاز جامد در بیان ریاضی ZDM برای سیستم های ناهمگن گنجانده نشده است.

تعادل شیمیایی تا زمانی که شرایط تعادل تغییر نمی کند ( غلظت، دما، فشار) ثابت نگه داشته می شوند. وقتی شرایط تغییر می کند، تعادل به هم می خورد. پس از مدتی، مجدداً تعادل در سیستم رخ می دهد که با برابری جدید سرعت و غلظت تعادل جدید همه مواد مشخص می شود. انتقال یک سیستم از یک حالت تعادل به حالت دیگرتماس گرفت تغییر تعادل.

جهت تغییر تعادل تعیین می شود اصل لو شاتلیه: اگر تأثیر خارجی بر روی سیستمی که در تعادل است (تغییرات غلظت، فشار، دما) اعمال شود، آنگاه تعادل به سمت واکنشی تغییر می‌کند که اثر تولید شده را ضعیف می‌کند.

انرژی گیبسواکنش تغییر انرژی گیبس ΔG در طی یک واکنش شیمیایی نامیده می شود. از آنجایی که انرژی گیبس سیستم G = H - TS،تغییر آن در فرآیند با فرمول تعیین می شود: ΔG = ΔH-TΔS(4.1)

که در آن T دمای مطلق بر حسب کلوین است.

انرژی گیبسیک واکنش شیمیایی با امکان وقوع خود به خود در فشار و دمای ثابت مشخص می شود. اگر ΔG<0, то реакция может протекать самопроиз-вольно, при ΔG>واکنش خود به خود 0 غیرممکن است، اما اگر ΔG = 0 باشد، سیستم در حالت تعادل است.

برای محاسبه انرژی گیبس یک واکنش، ΔH و ΔS به طور جداگانه با استفاده از فرمول (4.1) تعیین می شوند. در این مورد، در محاسبات عملی از تقریب (2.4) و (3.4) استفاده می شود.

مثال 4.1.محاسبه انرژی گیبس واکنش بیان شده با معادله 4NH 3 (g) + 5O 2 (g) = 4NO (g) + + 6H 2 O (g)، در فشار 202.6 کیلو پاسکال و دمای 500 درجه سانتی گراد (773 K).

با توجه به شرایط، واکنش در مقادیر عملاً واقعی فشار و دما رخ می دهد. که برای آنها تقریب (2.4) و (3.4) قابل قبول است، یعنی.

Δ N 773≈ Δ H 0 298 = - 904.8 kJ = - 904800 J. (به مثال 2.2 مراجعه کنید)،

آΔ S 773≈ Δ S 0 298 = 179.77 J/K. (نمونه 3.1 را ببینید).

پس از جایگزینی مقادیرΔ H 0 298 وΔ S° 298 به فرمول (4.1) دریافت می کنیم:

Δ G 773 = Δ H 773 -773Δ S 773≈ Δ N 0 298 -773Δ S 0 298 = - 904800 - 773*179،≈ 1043762 J = - 1043.762 کیلوژول.

اخذ شده معنی منفیانرژی واکنش گیبسΔ G 773 نشان می دهد که این واکنش می تواند به طور خود به خود تحت شرایط در نظر گرفته شود.

اگر واکنش ادامه یابددر شرایط استاندارد در دمای 298 کلوین، محاسبه انرژی گیبس آن (انرژی گیبس استاندارد یک واکنش) را می توان به طور مشابه با محاسبه گرمای استاندارد واکنش با استفاده از فرمول انجام داد، که برای یک واکنش با معادله aA بیان می شود. + bB = cC + dD به شکل زیر است:

ΔG ° 298 = (cΔG ° 298,o6p,C + dΔG ° 298,o6p,D) - (aΔG 298,arrA + bΔG° 298,arr,v) (4.2)

جایی که Δ جی ° 298, o6p. -انرژی استاندارد گیبس تشکیل یک ترکیب بر حسب کیلوژول بر مول (مقادیر جدولی) - انرژی گیبس واکنشی که در آن در دمای 298 کلوین، 1 مول از یک ترکیب معین در حالت استاندارد از مواد ساده نیز در حالت های استاندارد 4 *، a Δ G° 298 انرژی استاندارد گیبس واکنش بر حسب کیلوژول است.

مثال 4.2.محاسبه انرژی استاندارد گیبس واکنشی که طبق معادله انجام می شود: 4NH 3 (g) + 5O 2 (g) = 4NO (g) + + 6H 2 O (g).

مطابق با فرمول (4.2) می نویسیم:

طبق تعریف، انرژی استاندارد گیبس برای تشکیل مواد ساده صفر است.

Δ G 0 298 O 2 به دلیل برابری با صفر در عبارت ظاهر نمی شود

Δ G 0 298 = (4Δ G 0 298 . نه + 6 Δ G 0 298. H 2 O) - 4Δ G 0 298. NH z پس از جایگزینی مقادیر جدولΔ G 0 298 .obR دریافت می کنیم:Δ G 0 298 = (4 (86.69) + 6 (-228، 76)) - 4 (-16.64) = - 959.24 کیلوژول. نتیجه به‌دست‌آمده نشان می‌دهد که، درست مانند مثال 4.1، در شرایط استاندارد واکنش مورد نظر می‌تواند خود به خود ادامه یابد.

طبق فرمول (4.1)می توان تعیین کرد محدوده دماواکنش خود به خود از آنجایی که شرط وقوع خود به خودی یک واکنش منفی بودن ΔG (ΔG<0), определение области температур, в которой реакция может протекать самопроизвольно, сво-дится к решению неравенства (ΔH-TΔS)

مثال 4.3.تعیین محدوده دما برای وقوع خود به خودی واکنش، که با معادله بیان می شود: CaCO 3 (s) = CaO (s) + CO 2 (g).

ΔH u ΔS را پیدا کنید. ΔH ≈ ΔH° 298 = (ΔH 0 298، CaO + ΔH° 298، CO 2) - ΔH° 298، CaCO 3 = (-635.1 + (-393.51)) - (-1206) = 177.39 کیلوژول = 17739; ΔS ≈ ΔS 0 298 = (S 0 298، CaO + S 0 298.С02) - S 0 298، CaСО3 = (39.7 + 213.6) - 92.9 = 160.4 J/K. مقادیر ΔH و ΔS را جایگزین نابرابری می کنیم و آن را نسبت به T حل می کنیم: 177390 - T*160.4<0, или 177390<Т*160,4, или Т>1106. یعنی در تمام دماهای بالاتر از 1106 کلوین، منفی بودن ΔG تضمین می شود و بنابراین، در این محدوده دمایی، وقوع خود به خود واکنش مورد بررسی امکان پذیر خواهد بود.

خودانگیختگی فرآیندها در سیستم های باز و بسته از طریق معیار خاصی به نام انرژی گیبس توصیف می شود. تابع دولت است. D.W. گیبس که با سیستم های ترمودینامیکی کار می کرد، توانست آن را از طریق آنتروپی و آنتالپی استخراج کند. انرژی گیبس، به ویژه، پیش بینی جهت فرآیندهای بیولوژیکی خود به خود و ارزیابی کارایی تئوری قابل دستیابی آنها را ممکن می سازد.

اگر نتیجه گیری گیبس را در مورد دوم اعمال کنیم، فرمول به صورت زیر خواهد بود: در فشار و دمای ثابت (ثابت) بدون تأثیر خارجی، سیستم می تواند از وقوع خود به خودی تنها چنین فرآیندهایی پشتیبانی کند که نتیجه آن کاهش در سطح انرژی گیبس را به مقداری که وقتی به حداقل حالت پایدار می رسد رخ می دهد. تعادل هر سیستم ترمودینامیکی به معنای ثبات انرژی مشخص شده (حداقل) است. بنابراین، انرژی گیبس نشان دهنده پتانسیل (آنتالپی آزاد) در سیستم های ایزوباریک-همدما است. اجازه دهید توضیح دهیم که چرا حداقل نشان داده شده است. واقعیت این است که این یکی از مهمترین فرض های تعادل در ترمودینامیک است: این حالت با دما و فشار ثابت به این معنی است که برای تغییر بعدی نیاز به افزایش سطح انرژی است و این تنها زمانی امکان پذیر است که برخی عوامل خارجی تغییر دادن.

تعیین حرف - G. عددی برابر با اختلاف بین آنتالپی شناخته شده و مقدار حاصلضرب دما و آنتروپی است. یعنی انرژی گیبس را می توان از طریق فرمول زیر بیان کرد:

که در آن S آنتروپی سیستم است. t - دمای ترمودینامیکی؛ H آنتالپی است. آنتروپی سیستم در این فرمول گنجانده شده است تا این واقعیت در نظر گرفته شود که دمای بالا منجر به کاهش وضعیت منظم سیستم (بی نظمی) و دمای پایین برعکس می شود.

از آنجایی که هر دو انرژی گیبس و آنتالپی یکی از عملکردهای یک سیستم در ترمودینامیک هستند، تبدیلات شیمیایی در حال انجام را می توان با تغییر G یا H مشخص کرد. اگر تغییر در انرژی گیبس نیز داده شود، آنگاه به عنوان ترموشیمیایی طبقه بندی می شود.

در رابطه با این انرژی، قانون هس را می توان فرموله کرد: اگر فشار و دما ثابت باشند، ایجاد مواد جدید از اولیه (معرف های اساسی) منجر به این واقعیت می شود که انرژی در سیستم تغییر می کند، در حالی که نوع واکنش ها تغییر می کند. رخ می دهند و کمیت آنها به هیچ وجه بر نتیجه تأثیر نمی گذارد.

از آنجایی که انرژی مورد بحث در مقاله یک کمیت متغیر است، مفهوم "انرژی استاندارد گیبس" برای انجام محاسبات معرفی شد. این مقدار در هر کتاب مرجع شیمیایی وجود دارد، عددی برابر با 298 کیلوژول بر مول (توجه داشته باشید که ابعاد دقیقاً مانند هر انرژی مولی دیگر است). این مقدار به شما امکان می دهد تا تغییر را برای تقریباً هر فرآیند شیمیایی محاسبه کنید.

اگر در طول فرآیند جریان، تأثیر خارجی بر سیستم اعمال شود (کار انجام می شود)، ارزش انرژی گیبس افزایش می یابد. چنین واکنش هایی به عنوان اندرگونیک طبقه بندی می شوند. بر این اساس، اگر خود سیستم با صرف انرژی کار می کند، در این صورت ما در مورد تظاهرات اگزرگونیک صحبت می کنیم.

مفهوم انرژی گیبس کاربرد وسیعی در شیمی مدرن پیدا کرده است. به عنوان مثال، سنتز پلیمرها بر اساس واکنش های افزودنی است. هنگامی که آنها انجام می شوند، چندین ذره در یک ذره ترکیب می شوند و مقدار آنتروپی کاهش می یابد. بر اساس فرمول گیبس، می توان استدلال کرد که یک تأثیر خارجی (به عنوان مثال، دمای بالا) می تواند چنین واکنش اضافه گرمازایی را معکوس کند، که در عمل تایید شده است.