Vorlesung 1 Chemische Thermodynamik. Chemische Kinetik und Katalyse PLAN 1. Grundkonzepte der Thermodynamik. 2. Thermochemie. 3. Chemisches Gleichgewicht. 4. Geschwindigkeit chemischer Reaktionen. 5. Der Einfluss der Temperatur auf die Reaktionsgeschwindigkeit. 6. Das Phänomen der Katalyse. Erstellt von: Ph.D., außerordentlicher Professor. Ivanets L.M., as. Kozachok S.S. Dozent und Assistent der Abteilung für Pharmazeutische Chemie Kozachok Solomeya Stepanovna
Thermodynamik – Thermodynamik ist ein Zweig der Physik, der die gegenseitigen Umwandlungen verschiedener Energiearten untersucht, die mit der Energieumwandlung in Form von Wärme und Arbeit verbunden sind. Die große praktische Bedeutung der Thermodynamik besteht darin, dass sie es ermöglicht, die thermischen Auswirkungen einer Reaktion zu berechnen, im Voraus die Möglichkeit oder Unmöglichkeit der Durchführung einer Reaktion sowie die Bedingungen für ihr Auftreten anzuzeigen.
Innere Energie Innere Energie ist die kinetische Energie aller Teilchen des Systems (Moleküle, Atome, Elektronen) und die potentielle Energie ihrer Wechselwirkungen, zusätzlich zur kinetischen und potentiellen Energie des Gesamtsystems. Innere Energie ist eine Funktion des Zustands, d. h. seine Änderung wird durch die gegebenen Anfangs- und Endzustände des Systems bestimmt und ist unabhängig vom Prozesspfad: U = U 2 – U 1
Der erste Hauptsatz der Thermodynamik Energie verschwindet nicht spurlos und entsteht nicht aus dem Nichts, sondern geht nur in äquivalenten Mengen von einer Art zur anderen über. Ein Perpetuum mobile der ersten Art, also eine periodisch arbeitende Maschine, die Arbeit produziert, ohne Energie zu verschwenden, ist unmöglich. Q = U + W In jedem isolierten System bleibt die gesamte Energieversorgung unverändert. Q = U + W
Die thermische Wirkung einer chemischen Reaktion bei konstantem V oder p hängt nicht vom Reaktionsweg ab, sondern wird durch die Art und den Zustand der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte bestimmt. Hesssches Gesetz H 1 H 2 H 3 H 4 Ausgangsstoffe, Reaktion Produkte H 1 = H 2 + H 3 + H 4 H 1 = H 2 + H 3 + H 4
Der zweite Hauptsatz der Thermodynamik ist wie der erste das Ergebnis jahrhundertelanger menschlicher Erfahrung. Es gibt unterschiedliche Formulierungen des zweiten Hauptsatzes, aber sie alle bestimmen die Richtung spontaner Prozesse: 1. Wärme kann nicht spontan von einem kalten Körper auf einen heißen übertragen werden (Postulat von Clausius). 2. Ein Prozess, dessen einziges Ergebnis die Umwandlung von Wärme in Arbeit ist, ist unmöglich (Thomsons Postulat). 3. Es ist unmöglich, eine periodische Maschine zu bauen, die nur das Wärmereservoir kühlt und Arbeit verrichtet (Plancks erstes Postulat). 4. Jede Energieform kann vollständig in Wärme umgewandelt werden, Wärme wird jedoch nur teilweise in andere Energiearten umgewandelt (Plancks zweites Postulat).
Entropie ist eine thermodynamische Zustandsfunktion, daher hängt ihre Änderung nicht vom Verlauf des Prozesses ab, sondern wird nur durch den Anfangs- und Endzustand des Systems bestimmt. dann S 2 - S 1 = ΔS = S 2 - S 1 = ΔS = Die physikalische Bedeutung der Entropie ist die Menge der gebundenen Energie, die mit einem Grad zusammenhängt: In isolierten Systemen wird die Flussrichtung spontaner Prozesse bestimmt durch die Änderung der Entropie.
Charakteristische Funktionen U – Funktion des isochor-isentropen Prozesses: dU = TdS – pdV. Für einen beliebigen Prozess: U 0 Н – Funktion eines isobar-isentropen Prozesses: dН = TdS + Vdp Für einen beliebigen Prozess: Н 0 S – Funktion eines isolierten Systems Für einen beliebigen Prozess: S 0 Für einen beliebigen Prozess: S 0 F – Funktion eines isochorisch-isothermen Prozesses dF = dU – TdS. Für einen beliebigen Prozess: F 0 G – Funktion eines isobar-isothermen Prozesses: dG = dH- TdS Für einen beliebigen Prozess: G 0
Klassifizierung chemischer Reaktionen nach der Anzahl der Stufen. Einfache Reaktionen laufen in einem elementaren chemischen Akt ab. Komplexe verlaufen in mehreren Stufen. Rückreaktion A B Rückreaktion: A B Parallel: B A C Sequentiell: ABC Konjugat: A D Konjugat: A D C B E B E
Der Einfluss der Temperatur auf die Reaktionsgeschwindigkeit Der Einfluss der Temperatur auf die Geschwindigkeit enzymatischer Reaktionen t t
Van't-Hoff-Vergleich: Berechnung der Haltbarkeit von Arzneimitteln nach der Van't-Hoff-Methode „Accelerated Aging“: bei t 2 t 1 Temperaturratenkoeffizient:
Lösen von Problemen für den Abschnitt
Das Thema „Chemische Thermodynamik und Kinetik“, bei dem es um die Untersuchung von Bedingungen geht, die die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion beeinflussen, kommt im Chemiekurs der Schule zweimal vor – in der 9. und 11. Klasse. Dieses spezielle Thema ist jedoch eines der schwierigsten und recht komplex, nicht nur für das Verständnis des „durchschnittlichen“ Schülers, sondern auch für die Präsentation durch einige Lehrer, insbesondere Laien, die in ländlichen Gebieten arbeiten und für die Chemie ein zusätzliches Fach ist. unter Berücksichtigung der Stunden, die der Lehrer ansammelt, und hoffen daher auf ein mehr oder weniger angemessenes Gehalt.
Unter den Bedingungen eines starken Rückgangs der Schülerzahlen in ländlichen Schulen ist der Lehrer aus bekannten Gründen gezwungen, ein Generalist zu sein. Nach dem Besuch von 2-3 Kursen beginnt er, Fächer zu unterrichten, die oft weit von seinem Hauptfach entfernt sind.
Diese Entwicklung richtet sich vor allem an angehende Lehrkräfte und Fachreferenten, die in einer Marktwirtschaft gezwungen sind, Chemie zu unterrichten. Das Material enthält Aufgaben zur Ermittlung der Geschwindigkeiten heterogener und homogener Reaktionen und zur Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit mit steigender Temperatur. Obwohl diese Probleme auf Schulmaterial basieren, ist es für den „durchschnittlichen“ Schüler zwar schwierig, sie zu meistern, es ist jedoch ratsam, mehrere davon in einer Chemiestunde zu lösen
11. Klasse und bieten Sie den Rest in einem Club oder einer Wahlfachstunde für Schüler an, die planen, ihr zukünftiges Schicksal mit der Chemie zu verbinden.
Neben detailliert analysierten und mit Antworten versehenen Problemen enthält diese Entwicklung theoretisches Material, das einem Chemielehrer, in erster Linie einem Laien, hilft, die Essenz dieses komplexen Themas in einem allgemeinen Chemiekurs zu verstehen.
Basierend auf dem vorgeschlagenen Material können Sie je nach den Fähigkeiten der Schüler in der Klasse Ihre eigene Version einer Unterrichtsvorlesung erstellen und den vorgeschlagenen theoretischen Teil beim Studium dieses Themas sowohl in der 9. als auch in der 11. Klasse verwenden.
Schließlich wird das in dieser Entwicklung enthaltene Material für einen Absolventen, der sich auf den Eintritt an eine Universität vorbereitet, einschließlich einer Universität, an der Chemie ein Hauptfach ist, nützlich sein, um eine unabhängige Analyse durchzuführen.
Theoretischer Teil zum Thema
„Chemische Thermodynamik und Kinetik“
Bedingungen, die die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion beeinflussen
1. Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion hängt von der Art der reagierenden Stoffe ab.
BEISPIELE.
Metallisches Natrium, das von Natur aus alkalisch ist, reagiert heftig mit Wasser und setzt dabei eine große Menge Wärme frei, im Gegensatz zu Zink, das von Natur aus amphoter ist und langsam und bei Erhitzung mit Wasser reagiert:
Pulverisiertes Eisen reagiert heftiger mit starker mineralischer Salzsäure als mit schwacher organischer Essigsäure:
2. Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion hängt von der Konzentration der Reaktanten ab, ob im gelösten oder gasförmigen Zustand.
BEISPIELE.
In reinem Sauerstoff verbrennt Schwefel energiereicher als in Luft:
Pulverförmiges Magnesium reagiert heftiger mit einer 30 %igen Salzsäurelösung als mit einer 1 %igen Lösung:
3. Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion ist direkt proportional zur Oberfläche der reagierenden Stoffe im festen Aggregatzustand.
BEISPIELE.
Ein Stück Holzkohle (Kohlenstoff) lässt sich mit einem Streichholz nur sehr schwer anzünden, aber Holzkohlestaub brennt explosionsartig:
C + O 2 = CO 2.
Aluminium in Form von Granulat reagiert nicht quantitativ mit dem Jodkristall, zerkleinertes Jod verbindet sich jedoch kräftig mit Aluminium in Pulverform:
4. Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion hängt von der Temperatur ab, bei der der Prozess abläuft.
BEISPIEL
Mit jedem Temperaturanstieg um 10 °C erhöht sich die Geschwindigkeit der meisten chemischen Reaktionen um das Zwei- bis Vierfache. Ein bestimmter Anstieg der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion wird durch einen bestimmten Temperaturkoeffizienten (Gamma) bestimmt.
Berechnen wir, wie oft sich die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht:
2NO + O 2 = 2NO 2,
wenn der Temperaturkoeffizient 3 beträgt und die Prozesstemperatur von 10 °C auf 50 °C angestiegen ist.
Die Temperaturänderung beträgt:
T= 50 °C – 10 °C = 40 °C.
Wir verwenden die Formel:
Dabei ist die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion bei erhöhter Temperatur die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion bei der Anfangstemperatur.
Folglich erhöht sich die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion bei einem Temperaturanstieg von 10 °C auf 50 °C um das 81-fache.
5. Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion hängt von der Anwesenheit bestimmter Substanzen ab.
Katalysator ist ein Stoff, der den Ablauf einer chemischen Reaktion beschleunigt, bei der Reaktion jedoch nicht verbraucht wird. Ein Katalysator senkt die Aktivierungsbarriere einer chemischen Reaktion.
Inhibitor ist ein Stoff, der den Ablauf einer chemischen Reaktion verlangsamt, während des Reaktionsprozesses jedoch nicht verbraucht wird.
BEISPIELE.
Der Katalysator, der diese chemische Reaktion beschleunigt, ist Mangan(IV)-oxid.
Der Katalysator, der diese chemische Reaktion beschleunigt, ist roter Phosphor.
Ein Inhibitor, der den Fortschritt dieser chemischen Reaktion verlangsamt, ist eine organische Substanz – Methenamin (Hexamethylentetramin).
Die Geschwindigkeit einer homogenen chemischen Reaktion wird anhand der Anzahl der Mol der Substanz gemessen, die pro Zeiteinheit pro Volumeneinheit reagiert oder als Ergebnis der Reaktion gebildet wurde:
wobei Homog die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion in einem homogenen System ist, die Molzahl eines der an der Reaktion beteiligten Stoffe oder eines der durch die Reaktion gebildeten Stoffe ist, V- Lautstärke,
T– Zeit, – Änderung der Molzahl einer Substanz während der Reaktion T.
Denn das Verhältnis der Molzahl einer Substanz zum Volumen des Systems stellt die Konzentration dar Mit, Das
Somit:
Die Geschwindigkeit einer homogenen chemischen Reaktion wird in mol/(l s) gemessen.
Unter Berücksichtigung dessen kann folgende Definition gegeben werden:
Die Geschwindigkeit einer homogenen chemischen Reaktion ist gleich der Konzentrationsänderung eines der an der Reaktion beteiligten Stoffe oder eines der durch die Reaktion gebildeten Stoffe pro Zeiteinheit.
Kommt es zu einer Reaktion zwischen Stoffen in einem heterogenen System, dann kommen die reagierenden Stoffe nicht im gesamten Volumen miteinander in Kontakt, sondern nur an der Oberfläche des Festkörpers. Wenn beispielsweise ein Stück kristalliner Schwefel verbrennt, reagieren Sauerstoffmoleküle nur mit den Schwefelatomen, die sich auf der Oberfläche des Stücks befinden. Wenn ein Stück Schwefel zerkleinert wird, vergrößert sich die reagierende Oberfläche und die Geschwindigkeit der Schwefelverbrennung nimmt zu.
In diesem Zusammenhang lautet die Definition der Geschwindigkeit einer heterogenen chemischen Reaktion wie folgt:
Die Geschwindigkeit einer heterogenen chemischen Reaktion wird anhand der Anzahl der Mol der Substanz gemessen, die pro Zeiteinheit auf einer Oberflächeneinheit reagiert oder als Ergebnis der Reaktion gebildet wurde:
Wo S- Oberfläche.
Die Geschwindigkeit einer heterogenen chemischen Reaktion wird in mol/(cm 2 s) gemessen.
Aufgaben zum Thema
„Chemische Thermodynamik und Kinetik“
1. Für chemische Reaktionen wurden 4 Mol Stickstoff(II)-oxid und überschüssiger Sauerstoff in das Gefäß eingebracht. Nach 10 s betrug die Menge an Stickoxid(II)-Substanz 1,5 mol. Ermitteln Sie die Geschwindigkeit dieser chemischen Reaktion, wenn bekannt ist, dass das Volumen des Gefäßes 50 Liter beträgt.
2. Die Menge an Methansubstanz im Gefäß zur Durchführung chemischer Reaktionen beträgt 7 Mol. Überschüssiger Sauerstoff wurde in das Gefäß eingeleitet und die Mischung explodierte. Es wurde experimentell festgestellt, dass die Menge der Methansubstanz nach 5 s um das Zweifache abnahm. Ermitteln Sie die Geschwindigkeit dieser chemischen Reaktion, wenn bekannt ist, dass das Volumen des Gefäßes 20 Liter beträgt.
3. Die anfängliche Schwefelwasserstoffkonzentration im Gasverbrennungsbehälter betrug 3,5 mol/l. Überschüssiger Sauerstoff wurde in das Gefäß eingeleitet und die Mischung explodierte. Nach 15 s betrug die Schwefelwasserstoffkonzentration 1,5 mol/l. Finden Sie die Geschwindigkeit dieser chemischen Reaktion.
4. Die anfängliche Ethankonzentration im Gasverbrennungsbehälter betrug 5 mol/L. Überschüssiger Sauerstoff wurde in das Gefäß eingeleitet und die Mischung explodierte. Nach 12 s betrug die Ethankonzentration 1,4 mol/L. Finden Sie die Geschwindigkeit dieser chemischen Reaktion.
5. Die anfängliche Ammoniakkonzentration im Gasverbrennungsbehälter betrug 4 mol/l. Überschüssiger Sauerstoff wurde in das Gefäß eingeleitet und die Mischung explodierte. Nach 3 s betrug die Ammoniakkonzentration 1 mol/l. Finden Sie die Geschwindigkeit dieser chemischen Reaktion.
6. Die Anfangskonzentration an Kohlenmonoxid (II) im Gasverbrennungsbehälter betrug 6 mol/l. Überschüssiger Sauerstoff wurde in das Gefäß eingeleitet und die Mischung explodierte. Nach 5 s war die Konzentration an Kohlenmonoxid halbiert. Finden Sie die Geschwindigkeit dieser chemischen Reaktion.
7. Ein Stück Schwefel mit einer reagierenden Oberfläche von 7 cm 2 wurde in Sauerstoff verbrannt, um Schwefel(IV)-oxid zu bilden. Innerhalb von 10 s verringerte sich die Menge an Schwefelsubstanz von 3 Mol auf 1 Mol. Finden Sie die Geschwindigkeit dieser chemischen Reaktion.
8. Ein Stück Kohlenstoff mit einer reagierenden Oberfläche von 10 cm 2 wurde in Sauerstoff verbrannt, um Kohlenmonoxid (IV) zu bilden. Innerhalb von 15 s verringerte sich die Menge an Kohlenstoffsubstanz von 5 Mol auf 1,5 Mol. Finden Sie die Geschwindigkeit dieser chemischen Reaktion.
9.
Ein Magnesiumwürfel mit einer gesamten Reaktionsoberfläche von 15 cm 2 und der Stoffmenge
6 Mol verbrannten im Sauerstoffüberschuss. Darüber hinaus stellte sich 7 s nach Beginn der Reaktion heraus, dass die Menge an Magnesiumsubstanz 2 Mol betrug. Finden Sie die Geschwindigkeit dieser chemischen Reaktion.
10. Ein Calciumbarren mit einer gesamten reagierenden Oberfläche von 12 cm 2 und einer Stoffmenge von 7 mol wurde im Sauerstoffüberschuss verbrannt. Darüber hinaus stellte sich heraus, dass die Menge an Calciumsubstanz 10 s nach Beginn der Reaktion um das Zweifache geringer war. Finden Sie die Geschwindigkeit dieser chemischen Reaktion.
Lösungen und Antworten
1 (NO) = 4 mol,
O 2 – Überschuss,
T 2 = 10 s,
T 1 = 0 s,
2 (NO) = 1,5 mol,
Finden:
Lösung
2NO + O 2 = 2NO 2.
Mit der Formel:
R-tionen = (4 – 1,5)/(50 (10 – 0)) = 0,005 mol/(l s).
Antwort. r-tion = 0,005 mol/(l s).
2.
1 (CH 4) = 7 mol,
O 2 – Überschuss,
T 2 = 5 s,
T 1 = 0 s,
2 (CH 4) = 3,5 mol,
Finden:
Lösung
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O.
Mit der Formel:
Lassen Sie uns die Geschwindigkeit dieser chemischen Reaktion ermitteln:
R-tionen = (7 – 3,5)/(20 (5 – 0)) = 0,035 mol/(l s).
Antwort. r-tion = 0,035 mol/(l s).
3.
s 1 (H 2 S) = 3,5 mol/l,
O 2 – Überschuss,
T 2 = 15 s,
T 1 = 0 s,
Mit 2 (H 2 S) = 1,5 mol/l.
Finden:
Lösung
2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O.
Mit der Formel:
Lassen Sie uns die Geschwindigkeit dieser chemischen Reaktion ermitteln:
R-tionen = (3,5 – 1,5)/(15 – 0) = 0,133 mol/(l s).
Antwort. r-tion = 0,133 mol/(l s).
4.
c 1 (C 2 H 6) = 5 mol/l,
O 2 – Überschuss,
T 2 = 12 s,
T 1 = 0 s,
C 2 (C 2 H 6) = 1,4 mol/l.
Finden:
Lösung
2C 2 H 6 + 7O 2 = 4CO 2 + 6H 2 O.
Lassen Sie uns die Geschwindigkeit dieser chemischen Reaktion ermitteln:
R-tionen = (6 – 2)/(15 (7 – 0)) = 0,0381 mol/(cm 2 s).
Antwort. r-tion = 0,0381 mol/(cm 2 s).
10. Antwort. r-tion = 0,0292 mol/(cm 2 s).
Literatur
Glinka N.L. Allgemeine Chemie, 27. Auflage. Ed. V. A. Rabinovich. L.: Chemie, 1988; Achmetow N.S. Allgemeine und anorganische Chemie. M.: Höher. Schule, 1981; Zaitsev O.S. Allgemeine Chemie. M.: Höher. shk, 1983; Karapetyants M.Kh., Drakin S.I. Allgemeine und anorganische Chemie. M.: Höher. Schule, 1981; Korolkov D.V. Grundlagen der anorganischen Chemie. M.: Bildung, 1982; Nekrasov B.V. Grundlagen der allgemeinen Chemie. 3. Aufl., M.: Khimiya, 1973; Novikov G.I. Einführung in die anorganische Chemie. Teil 1, 2. Minsk: Höher. Schule, 1973–1974; Shchukarev S.A.. Anorganische Chemie. T. 1, 2. M.: Vyssh. Schule, 1970–1974; Schröter W., Lautenschläger K.-H., Bibrak H. et al. Chemie. Referenz ed. Pro. mit ihm. M.: Khimiya, 1989; Feldman F.G., Rudzitis G.E. Chemie-9. Lehrbuch für die 9. Klasse der Realschule. M.: Bildung, 1990; Feldman F.G., Rudzitis G.E. Chemie-9. Lehrbuch für die 9. Klasse der Realschule. M.: Bildung, 1992.
„GRUNDLAGEN DER CHEMISCHEN THERMODYNAMIK, CHEMISCHEN KINETIK UND GLEICHGEWICHT“
Grundlagen der chemischen Thermodynamik
1 . Was untersucht die chemische Thermodynamik:
1) die Geschwindigkeit chemischer Umwandlungen und die Mechanismen dieser Umwandlungen;
2) Energieeigenschaften physikalischer und chemischer Prozesse und die Fähigkeit chemischer Systeme, nützliche Arbeit zu leisten;
3) Bedingungen für die Verschiebung des chemischen Gleichgewichts;
4) der Einfluss von Katalysatoren auf die Geschwindigkeit biochemischer Prozesse.
2. Ein offenes System ist ein System, das:
3. Ein geschlossenes System ist ein System, das:
1) tauscht weder Materie noch Energie mit der Umwelt aus;
2) tauscht sowohl Materie als auch Energie mit der Umwelt aus;
3) tauscht Energie mit der Umgebung aus, tauscht jedoch keine Materie aus;
4) tauscht Materie mit der Umgebung aus, tauscht jedoch keine Energie aus.
4. Ein isoliertes System ist ein System, das:
1) tauscht weder Materie noch Energie mit der Umwelt aus;
2) tauscht sowohl Materie als auch Energie mit der Umwelt aus;
3) tauscht Energie mit der Umgebung aus, tauscht jedoch keine Materie aus;
4) tauscht Materie mit der Umgebung aus, tauscht jedoch keine Energie aus.
5. Zu welcher Art von thermodynamischen Systemen gehört die Lösung, die sich in einer verschlossenen Ampulle befindet, die in einem Thermostat steht?
1) isoliert;
2) offen;
3) geschlossen;
4) stationär.
6. Zu welcher Art von thermodynamischen Systemen gehört die Lösung in der verschlossenen Ampulle?
1) isoliert;
2) offen;
3) geschlossen;
4) stationär.
7. Zu welcher Art thermodynamischer Systeme gehört eine lebende Zelle?
1) offen;
2) geschlossen;
3) isoliert;
4) Gleichgewicht.
8 . Welche Parameter eines thermodynamischen Systems werden als umfangreich bezeichnet?
1) dessen Größe nicht von der Anzahl der Partikel im System abhängt;
3) dessen Wert vom Aggregatzustand des Systems abhängt;
9. Welche Parameter eines thermodynamischen Systems werden als intensiv bezeichnet?
!), dessen Größe nicht von der Anzahl der Teilchen im System abhängt;
2) dessen Größe von der Anzahl der Partikel im System abhängt;
3) dessen Wert vom Aggregatzustand abhängt;
4) deren Ausmaß von der Zeit abhängt.
10 . Funktionen des Zustands eines thermodynamischen Systems sind Größen, die:
1) hängen nur vom Anfangs- und Endzustand des Systems ab;
2) hängen vom Prozesspfad ab;
3) hängen nur vom Anfangszustand des Systems ab;
4) hängen nur vom Endzustand des Systems ab.
11 . Welche Größen sind Funktionen des Systemzustands: a) innere Energie; b) Arbeit; c) Wärme; d) Enthalpie; d) Entropie.
3) alle Mengen;
4) a, b, c, d.
12 . Welche der folgenden Eigenschaften sind intensiv: a) Dichte; b) Druck; c) Masse; d) Temperatur; e) Enthalpie; e) Lautstärke?
3) b, c, d, f;
13. Welche der folgenden Eigenschaften sind umfangreich: a) Dichte; b) Druck; c) Masse; d) Temperatur; e) Enthalpie; e) Lautstärke?
3) b, c, d, f;
14 . Welche Formen des Energieaustauschs zwischen dem System und der Umgebung werden von der Thermodynamik berücksichtigt: a) Wärme; b) Arbeit; c) chemisch; d) elektrisch; e) mechanisch; e) Atom- und Solarenergie?
2) c, d, e, f;
3) a, c, d, e, f;
4) a, c, d, e.
15. Prozesse, die bei konstanter Temperatur ablaufen, heißen:
1) isobar;
2) isotherm;
3) isochor;
4) adiabatisch.
16 . Prozesse, die bei konstantem Volumen ablaufen, heißen:
1) isobar;
2) isotherm;
3) isochor;
4) adiabatisch.
17 . Prozesse, die bei konstantem Druck ablaufen, heißen:
1) isobar;
2) isotherm;
3) isochor;
4) adiabatisch.
18 . Die innere Energie eines Systems ist: 1) die gesamte Energiereserve des Systems, mit Ausnahme der potentiellen Energie seiner Position und der kinetischen Energie des Systems als Ganzes;
2) die gesamte Energiereserve des Systems;
3) die gesamte Energiereserve des Systems, mit Ausnahme der potentiellen Energie seiner Position;
4) eine Größe, die den Grad der Unordnung in der Anordnung der Teilchen des Systems charakterisiert.
19 . Welches Gesetz spiegelt den Zusammenhang zwischen Arbeit, Wärme und innerer Energie eines Systems wider?
1) der zweite Hauptsatz der Thermodynamik;
2) Hesssches Gesetz;
3) der erste Hauptsatz der Thermodynamik;
4) van't Hoffs Gesetz.
20 . Der erste Hauptsatz der Thermodynamik spiegelt die Beziehung zwischen:
1) Arbeit, Wärme und innere Energie;
2) Gibbs freie Energie, Enthalpie und Entropie des Systems;
3) Arbeit und Wärme des Systems;
4) Arbeit und innere Energie.
21 . Welche Gleichung ist der mathematische Ausdruck des ersten Hauptsatzes der Thermodynamik für isolierte Systeme?
l)AU=0 2)AU=Q-p-AV 3)AG = AH-TAS
22 . Welche Gleichung ist der mathematische Ausdruck des ersten Hauptsatzes der Thermodynamik für geschlossene Systeme?
1)AU=0; 2)AU=Q-p-AV;
3) AG = AH – T*AS;
23 . Ist die innere Energie eines isolierten Systems eine konstante oder variable Größe?
1) konstant;
2) variabel.
24 . In einem isolierten System findet die Reaktion der Wasserstoffverbrennung unter Bildung von flüssigem Wasser statt. Ändert sich die innere Energie und Enthalpie des Systems?
1) Die innere Energie ändert sich nicht, die Enthalpie ändert sich.
2) Die innere Energie ändert sich, die Enthalpie ändert sich nicht.
3) die innere Energie ändert sich nicht, die Enthalpie ändert sich nicht;
4) Die innere Energie wird sich ändern, die Enthalpie wird sich ändern.
25 . Unter welchen Bedingungen ist die Änderung der inneren Energie gleich der Wärme, die das System aus der Umgebung erhält?
1) bei konstantem Volumen;
3) bei konstantem Druck;
4) unter keinen Umständen.
26 . Der thermische Effekt einer bei konstantem Volumen ablaufenden Reaktion wird als Änderung bezeichnet:
1) Enthalpie;
2) innere Energie;
3) Entropie;
4) Gibbs freie Energie.
27 . Die Enthalpie einer Reaktion ist:
28. Chemische Prozesse, bei denen die Enthalpie des Systems abnimmt und Wärme an die äußere Umgebung abgegeben wird, werden genannt:
1) endotherm;
2) exotherm;
3) exergonisch;
4) endergonisch.
29 . Unter welchen Bedingungen ist die Enthalpieänderung gleich der Wärme, die das System aus der Umgebung erhält?
1) bei konstantem Volumen;
2) bei konstanter Temperatur;
3) bei konstantem Druck;
4) unter keinen Umständen.
30 . Der thermische Effekt einer bei konstantem Druck ablaufenden Reaktion wird als Änderung bezeichnet:
1) innere Energie;
2) Keine der vorherigen Definitionen ist korrekt;
3) Enthalpie;
4) Entropie.
31. Welche Prozesse werden als endotherm bezeichnet?
32 . Welche Prozesse werden als exotherm bezeichnet?
1) für die AN negativ ist;
2) für die AG negativ ist;
3) für die AN positiv ist;
4) für die AG positiv ist.
33 . Geben Sie die Formulierung des Hessschen Gesetzes an:
1) Der thermische Effekt der Reaktion hängt nur vom Anfangs- und Endzustand des Systems und nicht vom Reaktionsweg ab;
2) Die vom System bei konstantem Volumen aufgenommene Wärme ist gleich der Änderung der inneren Energie des Systems;
3) die vom System bei konstantem Druck aufgenommene Wärme ist gleich der Enthalpieänderung des Systems;
4) Die thermische Wirkung der Reaktion hängt nicht vom Anfangs- und Endzustand des Systems ab, sondern vom Reaktionsweg.
34. Welches Gesetz liegt der Berechnung des Kaloriengehalts von Lebensmitteln zugrunde?
1) van't Hoff;
3) Sechenov;
35. Bei der Oxidation welcher Stoffe wird unter Körperbedingungen mehr Energie freigesetzt?
1) Proteine;
3) Kohlenhydrate;
4) Kohlenhydrate und Proteine.
36 . Ein spontaner Prozess ist ein Prozess, der:
1) ohne die Hilfe eines Katalysators durchgeführt;
2) begleitet von der Freisetzung von Wärme;
3) ohne externen Energieverbrauch durchgeführt;
4) geht zügig voran.
37 . Die Entropie einer Reaktion ist:
1) die Wärmemenge, die während einer chemischen Reaktion unter isobar-isothermen Bedingungen freigesetzt oder absorbiert wird;
2) die Wärmemenge, die während einer chemischen Reaktion unter isochorisch-isothermen Bedingungen freigesetzt oder absorbiert wird;
3) ein Wert, der die Möglichkeit des spontanen Auftretens des Prozesses charakterisiert;
4) eine Größe, die den Grad der Unordnung in der Anordnung und Bewegung der Teilchen im System charakterisiert.
38 . Welche Zustandsfunktion charakterisiert die Tendenz eines Systems, einen wahrscheinlichen Zustand zu erreichen, der der maximalen Zufälligkeit der Partikelverteilung entspricht?
1) Enthalpie;
2) Entropie;
3) Gibbs-Energie;
4) innere Energie.
39 . Welcher Zusammenhang besteht zwischen den Entropien dreier Aggregatzustände eines Stoffes: Gas, Flüssigkeit, Feststoff:
I) S (g) > S (g) > S (tv); 2) S(fest)>S(g)>S(g); 3)S(g)>S(g)>S(TB); 4) Der Aggregatzustand hat keinen Einfluss auf den Entropiewert.
40 . Welcher der folgenden Prozesse sollte die größte positive Änderung der Entropie aufweisen:
1) CH3OH (s) -> CH,OH (g);
2) CH4OH (s) -> CH 3 OH (l);
3) CH,OH (g) -> CH4OH (s);
4) CH,OH (l) -> CH3OH (sol).
41 . Wählen Sie die richtige Aussage: Die Entropie des Systems nimmt zu, wenn:
1) erhöhter Druck;
2) Übergang vom flüssigen zum festen Aggregatzustand
3) Temperaturanstieg;
4) Übergang vom gasförmigen in den flüssigen Zustand.
42. Welche thermodynamische Funktion kann verwendet werden, um vorherzusagen, ob eine Reaktion in einem isolierten System spontan abläuft?
1) Enthalpie;
2) innere Energie;
3) Entropie;
4) potentielle Energie des Systems.
43 . Welche Gleichung ist der mathematische Ausdruck des 2. Hauptsatzes der Thermodynamik für isolierte Systeme?
44 . Wenn das System reversibel eine Wärmemenge Q bei der Temperatur T aufnimmt, dann etwa T;
2) erhöht sich um den Betrag Q/T;
3) erhöht sich um einen Betrag größer als Q/T;
4) erhöht sich um einen Betrag, der kleiner als Q/T ist.
45 . In einem isolierten System findet spontan eine chemische Reaktion statt, bei der eine bestimmte Produktmenge entsteht. Wie verändert sich die Entropie eines solchen Systems?
1) erhöht sich
2) nimmt ab
3) ändert sich nicht
4) erreicht den Minimalwert
46 . Geben Sie an, bei welchen Prozessen und unter welchen Bedingungen die Entropieänderung gleich der Arbeit des Prozesses sein kann?
1) unter isobaren Bedingungen, bei konstantem P und T;
2) unter isochoren Bedingungen, bei konstantem V und T;
H) Die Entropieänderung ist niemals gleich der Arbeit; 4) unter isothermen Bedingungen, bei konstantem P und 47 . Wie verändert sich die gebundene Energie des Systems TS beim Erhitzen und beim Kondensieren?
1) steigt bei Erwärmung, nimmt bei Kondensation ab;
2) nimmt bei Erwärmung ab, nimmt bei Kondensation zu;
3) es gibt keine Änderung in T-S;
4) steigt bei Erwärmung und Kondensation.
48 . Welche Parameter des Systems müssen konstant gehalten werden, damit anhand des Vorzeichens der Entropieänderung die Richtung des spontanen Prozessverlaufs beurteilt werden kann?
1) Druck und Temperatur;
2) Volumen und Temperatur;
3) innere Energie und Volumen;
4) nur Temperatur.
49 . In einem isolierten System verlaufen alle spontanen Prozesse in Richtung zunehmender Unordnung. Wie verändert sich die Entropie?
1) ändert sich nicht;
2) erhöht sich;
3) nimmt ab;
4) zuerst zunimmt und dann abnimmt.
50 . Die Entropie steigt um den Betrag Q/T für:
1) reversibler Prozess;
2) irreversibler Prozess;
3) homogen;
4) heterogen.
51 Wie verändert sich die Entropie des Systems durch Vorwärts- und Rückwärtsreaktionen während der Ammoniaksynthese?
3) die Entropie ändert sich während der Reaktion nicht;
4) Entropieerhöhungen für Vorwärts- und Rückwärtsreaktionen.
52 . Welche gleichzeitig wirkenden Faktoren bestimmen die Richtung eines chemischen Prozesses?
1) Enthalpie und Temperatur;
2) Enthalpie und Entropie;
3) Entropie und Temperatur;
4) Änderungen der Gibbs-Energie und Temperatur.
53. Unter isobar-isothermen Bedingungen beträgt die maximale vom System geleistete Arbeit:
1) gleich der Abnahme der Gibbs-Energie;
2) größerer Verlust der Gibbs-Energie;
3) geringerer Verlust an Gibbs-Energie;
4) ist gleich dem Enthalpieverlust.
54 . Welche Bedingungen müssen erfüllt sein, damit aufgrund der Abnahme der Gibbs-Energie die maximale Arbeit im System geleistet wird?
1) es ist notwendig, V und t konstant zu halten;
2) es ist notwendig, P und t konstant zu halten;
3) es ist notwendig, AH und AS konstant aufrechtzuerhalten;
4) Es ist notwendig, ein konstantes P&V aufrechtzuerhalten
55 . Was verursacht die maximale Nutzarbeit, die bei einer chemischen Reaktion bei konstantem Druck und konstanter Temperatur geleistet wird?
1) aufgrund der Abnahme der Gibbs-Energie;
3) aufgrund einer Erhöhung der Enthalpie;
4) aufgrund einer Abnahme der Entropie.
56. Aufgrund dessen leistet ein lebender Organismus unter isobar-isothermen Bedingungen die maximal nutzbare Arbeit?
1) aufgrund des Enthalpieverlusts;
2) aufgrund einer Zunahme der Entropie;
3) aufgrund der Abnahme der Gibbs-Energie;
4) aufgrund einer Erhöhung der Gibbs-Energie.
57 . Welche Prozesse werden endergonisch genannt?
58. Welche Prozesse werden als exergonisch bezeichnet?
2) AG 0; 4) AG > 0.
59. Die Spontaneität des Prozesses lässt sich am besten bestimmen, indem Folgendes beurteilt wird:
1) Entropie;
3) Enthalpie;
2) Gibbs freie Energie;
4) Temperatur.
60 . Welche thermodynamische Funktion kann verwendet werden, um die Möglichkeit spontaner Prozesse in einem lebenden Organismus vorherzusagen?
1) Enthalpie;
3) Entropie;
2) innere Energie;
4) Gibbs freie Energie.
61 . Bei reversiblen Prozessen ist die Änderung der freien Gibbs-Energie ...
1) immer gleich Null;
2) immer negativ;
3) immer positiv;
62 . Für irreversible Prozesse ist die Änderung der freien Energie:
1) immer gleich Null;
2) immer negativ;
3) immer positiv;
4) positiv oder negativ, abhängig von den Umständen.
63. Unter isobar-isothermen Bedingungen können in einem System nur solche Prozesse spontan ablaufen, wodurch die Gibbs-Energie ist:
1) ändert sich nicht;
2) erhöht sich;
3) nimmt ab;
4) erreicht seinen Maximalwert.
64 . Für eine bestimmte chemische Reaktion in der Gasphase bei konstantem P und TAG > 0. In welche Richtung verläuft diese Reaktion spontan?
D) in Vorwärtsrichtung;
2) kann unter diesen Bedingungen nicht auftreten;
3) in die entgegengesetzte Richtung;
4) befindet sich im Gleichgewichtszustand.
65 . Was ist das Vorzeichen AG des Eisschmelzprozesses bei 263 K?
66 . In welchem der folgenden Fälle ist die Reaktion bei keiner Temperatur möglich?
1)AH>0;AS>0; 2)AH>0;AH
3)A#4)AH= 0;AS = 0.
67. In welchem der folgenden Fälle ist die Reaktion bei jeder Temperatur möglich?
1)DN 0; 2)AH 0; AS > 0; 4)AH = 0;AS = 0.
68 . Wenn ein
1) [AN] > ;
2) für jedes Verhältnis von AN und TAS; 3)(AH]
4) [AN] = [T-A S].
69 . Bei welchen Vorzeichenwerten von AH und AS sind im System nur exotherme Prozesse möglich?
70. Bei welchen Verhältnissen von AN und T* AS ist der chemische Prozess auf eine endotherme Reaktion ausgerichtet:
71 . Bei welchen konstanten thermodynamischen Parametern kann eine Enthalpieänderung als Kriterium für die Richtung eines spontanen Prozesses dienen? Welche Anzeichen von DH unter diesen Bedingungen weisen auf einen spontanen Prozess hin?
1) bei konstantem S und P, AN
3) mit konstantem Put, AN
2) bei Konstante 5 und P, AN > 0; 4) bei konstantem Vn t, AH > 0.
72 . Ist es möglich und in welchen Fällen, anhand des Vorzeichens der Enthalpieänderung während einer chemischen Reaktion die Möglichkeit ihres Auftretens bei konstantem Ti P1 zu beurteilen?
1) möglich, wenn LA » T-AS;
2) unter diesen Bedingungen ist es unmöglich;
3) möglich, wenn AN « T-AS;
4) möglich, wenn AN = T-AS.
73 . Die Reaktion ZN 2 + N 2 -> 2NH 3 wird bei 110°C durchgeführt, sodass alle Reaktanten und Produkte in der Gasphase vorliegen. Welcher der folgenden Werte bleibt während der Reaktion erhalten?
2) Entropie;
3) Enthalpie;
74 . Welche der folgenden Aussagen treffen auf Reaktionen zu, die unter Standardbedingungen ablaufen?
1) endotherme Reaktionen können nicht spontan ablaufen;
2) endotherme Reaktionen können bei ausreichend niedrigen Temperaturen ablaufen;
3) endotherme Reaktionen können bei hohen Temperaturen auftreten, wenn AS > 0;
4) Endotherme Reaktionen können bei hohen Temperaturen auftreten, wenn AS
75 . Was sind die Merkmale biochemischer Prozesse: a) gehorchen dem Prinzip der Energiekopplung; b) normalerweise reversibel; c) komplex; d) nur exergonisch (AG
1) a, b, c, d;
2) b, c, d; 3) a, 6, c; 4) c, d.
76 . Exergonische Reaktionen im Körper treten spontan auf, da:
77 . Endergonische Reaktionen im Körper erfordern eine Energiezufuhr, da: 1) AG >0;
78 . Wird dieser Prozess spontan ablaufen, wenn ein Peptid AH 0 hydrolysiert wird?
1) wird sein, da AG > 0;
3) wird nicht passieren, da AG > 0;
2) wird sein, da AG
4) wird es nicht sein, da AG
79 . Der Kaloriengehalt von Nährstoffen wird als Energie bezeichnet:
1) 1 g Nährstoffe, die bei vollständiger Oxidation freigesetzt werden;
2) 1 Mol Nährstoffe, die bei vollständiger Oxidation freigesetzt werden;
3) notwendig für die vollständige Oxidation von 1 g Nährstoffen;
4) 1 Mol Nährstoffe sind für eine vollständige Oxidation erforderlich.
80 . Für den Prozess der thermischen Denaturierung vieler Enzyme gilt LA > 0 und AS > 0. Kann dieser Prozess spontan ablaufen?
1) es kann bei hohen Temperaturen, da \T-AS\ > |BP];
2) kann bei niedrigen Temperaturen, da \T-AS\
3) kann nicht, da \T-AS\ > |AH];
4) kann nicht, weil \T-AS\
81 . Für den Prozess der thermischen Hydratisierung vieler AN-Proteine
1) kann bei ausreichend niedrigen Temperaturen erfolgen, da |AH| > \T-AS\;
2) kann bei ausreichend niedrigen Temperaturen erfolgen, da |АА|
3) kann bei hohen Temperaturen, da |AH)
4) nicht bei jeder Temperatur.
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Ziele der beruflichen Tätigkeit des Absolventen. Absolventenkompetenzen, die sich aus der Beherrschung eines Hochschulprogramms ergeben. Dokumente, die den Inhalt und die Organisation des Bildungsprozesses bei der Durchführung der Hochschulbildung regeln (3)
VorschriftenModul 2. Grundlegende Physik chemisch Muster des Auftretens chemisch Prozesse Grundlagen chemisch Thermodynamik. Grundlagen chemisch Kinetik. Chemisch Gleichgewicht. Modul 3.. Grundlagen Chemie der Lösungen Allgemeines...
Dieses Handbuch kann von Studierenden nichtchemischer Fachrichtungen zum selbstständigen Arbeiten genutzt werden
DokumentierenEinfache Substanzen. In diesem Basis V chemisch Thermodynamik Es wurde ein System zur Berechnung thermischer Effekte erstellt..., Cr2O3? THEMA 2. CHEMISCH KINETIK UND CHEMISCH GLEICHGEWICHT Wie bereits zuvor gezeigt wurde, chemisch Thermodynamik ermöglicht es Ihnen, die grundlegenden... vorherzusagen.
Arbeitsprogramm der Ausbildungsrichtung Chemie
Arbeitsprogramm4.1.5. Redoxprozesse. Grundlagen Elektrochemie Oxidations-Reduktionsprozesse. ... Methoden zur quantitativen Darstellung der Zusammensetzung von Lösungen. 5 Chemisch Thermodynamik 6 Kinetik Und Gleichgewicht. 7 Dissoziation, pH-Wert, Hydrolyse 8 ...
Methodische Beratung
(L.1, S. 168-210)
Die Thermochemie untersucht die thermischen Auswirkungen chemischer Reaktionen. Thermochemische Berechnungen basieren auf der Anwendung des Hessschen Gesetzes. Basierend auf diesem Gesetz ist es möglich, die thermischen Auswirkungen von Reaktionen anhand tabellarischer Daten zu berechnen (Anhang, Tabelle 3). Es ist zu beachten, dass thermochemische Tabellen normalerweise auf der Grundlage von Daten für einfache Substanzen erstellt werden, deren Bildungswärme als Null angenommen wird.
Die Thermodynamik entwickelt die allgemeinen Gesetze des Ablaufs chemischer Reaktionen. Diese Muster können durch die folgenden thermodynamischen Größen quantifiziert werden: innere Energie des Systems (U), Enthalpie (H), Entropie (S) und isobar-isothermes Potential (G – freie Gibbs-Energie).
Die Untersuchung der Geschwindigkeit chemischer Reaktionen wird als chemische Kinetik bezeichnet. Die zentralen Themen dieses Themas sind das Massenwirkungsgesetz und das chemische Gleichgewicht. Beachten Sie, dass die Untersuchung der Geschwindigkeit chemischer Reaktionen und des chemischen Gleichgewichts von großer Bedeutung ist, da Sie damit den Ablauf chemischer Reaktionen steuern können.
Theoretische Aspekte
4.1 Chemische Thermodynamik
Chemische Thermodynamik - die Wissenschaft von der Abhängigkeit der Richtung und Grenzen der Stoffumwandlungen von den Bedingungen, unter denen diese Stoffe vorkommen.
Im Gegensatz zu anderen Zweigen der physikalischen Chemie (Struktur der Materie und chemische Kinetik) kann die chemische Thermodynamik angewendet werden, ohne etwas über die molekulare Struktur der Materie zu wissen. Eine solche Beschreibung erfordert deutlich weniger Ausgangsdaten.
Beispiel:
Die Enthalpie der Glukosebildung kann nicht direkt experimentell bestimmt werden:
6 C + 6 H 2 + 3 O 2 = C 6 H 12 O 6 (H x -?) eine solche Reaktion ist unmöglich
6 CO 2 + 6 H 2 O = C 6 H 12 O 6 + 6 O 2 (H y - ?) Die Reaktion findet in grünen Blättern statt, jedoch zusammen mit anderen Prozessen.
Unter Verwendung des Hessschen Gesetzes reicht es aus, drei Verbrennungsgleichungen zu kombinieren:
1) C + O 2 = CO 2 H 1 = -394 kJ
2) H 2 + 1/2 O 2 = H 2 O (Dampf) H 2 = -242 kJ
3) C 6 H 12 O 6 + 6 O 2 = 6 CO 2 + 6 H 2 O H 3 = -2816 kJ
Wir fügen die Gleichungen hinzu und „erweitern“ dann die dritte
H x = 6 H 1 + 6 H 2 - H 3 = 6(-394) + 6(-242) -(-2816) = -1000 kJ/mol
Die Lösung verwendete keine Daten zur Struktur von Glucose; Auch der Mechanismus seiner Verbrennung wurde nicht berücksichtigt.
Das isobare Potential wird ausgedrückt in kJ/mol. Seine Änderung während einer chemischen Reaktion hängt nicht vom Reaktionsweg ab, sondern wird nur durch den Anfangs- und Endzustand der reagierenden Stoffe bestimmt (Hess’sches Gesetz):
ΔG-Reaktion = Σ ΔG endgültig Produkt - Σ ΔG Ausgangsstoffe
Spezifisch Gegenstand der thermodynamischen Forschung Ein sogenanntes thermodynamisches System, das durch reale oder imaginäre Oberflächen von der umgebenden Welt isoliert ist. Ein System kann ein Gas in einem Gefäß, eine Lösung von Reagenzien in einem Kolben, ein Kristall einer Substanz oder sogar ein geistig isolierter Teil dieser Objekte sein.
Wenn das System echt ist Schnittstelle, Teile des Systems voneinander trennen, die sich in ihren Eigenschaften unterscheiden, dann wird das System aufgerufen heterogen(gesättigte Lösung mit Sediment), wenn keine solchen Oberflächen vorhanden sind, wird das System aufgerufen homogen(wahre Lösung). Heterogene Systeme enthalten mindestens zwei Phasen.
Phase– eine Menge aller homogenen Teile des Systems, identisch in der Zusammensetzung und in allen physikalischen und chemischen Eigenschaften (unabhängig von der Stoffmenge) und von anderen Teilen des Systems durch eine Schnittstelle abgegrenzt. Innerhalb einer Phase können sich die Eigenschaften kontinuierlich ändern, an der Schnittstelle zwischen den Phasen ändern sich die Eigenschaften jedoch abrupt.
Komponenten Nennen Sie die Substanzen, die zum Aufbau eines bestimmten Systems (mindestens eine) mindestens erforderlich sind. Die Anzahl der Komponenten in einem System ist gleich der Anzahl der darin vorhandenen Substanzen abzüglich der Anzahl unabhängiger Gleichungen, die diese Substanzen verbinden.
Je nach Grad der Wechselwirkung mit der Umgebung werden thermodynamische Systeme üblicherweise unterteilt in:
– offen – tauschen Materie und Energie mit der Umgebung aus (z. B. lebende Objekte);
– geschlossen – nur Energieaustausch (z. B. eine Reaktion in einem geschlossenen Kolben oder einem Kolben mit Rückfluss), das häufigste Objekt der chemischen Thermodynamik;
– isoliert – tauschen weder Materie noch Energie aus und behalten ein konstantes Volumen bei (Näherung – Reaktion in einem Thermostat).
Die Eigenschaften des Systems werden in umfangreiche (summierende) – zum Beispiel Gesamtvolumen, Masse und intensive (Nivellierung) – Druck, Temperatur, Konzentration usw. unterteilt. Die Menge der Eigenschaften eines Systems bestimmt seinen Zustand. Viele Eigenschaften hängen zusammen, daher reicht es für ein homogenes Einkomponentensystem mit einer bekannten Stoffmenge n aus, den zu charakterisierenden Zustand auszuwählen zwei von dreien Eigenschaften: Temperatur T, Druck p und Volumen V. Die die Eigenschaften verbindende Gleichung heißt Zustandsgleichung; für ein ideales Gas lautet sie:
Gesetze der Thermodynamik
Erster Hauptsatz der Thermodynamik:Energie wird weder erzeugt noch zerstört. Ein Perpetuum Mobile (Perpetuum Mobile) erster Art ist unmöglich. In jedem isolierten System ist die Gesamtenergiemenge konstant.
Im Allgemeinen besteht die Arbeit einer chemischen Reaktion bei konstantem Druck (isobarer Prozess) aus einer Änderung der inneren Energie und Expansionsarbeit:
Für die meisten chemischen Reaktionen, die in offenen Gefäßen durchgeführt werden, ist es bequem zu verwenden Zustandsfunktion, deren Inkrement der vom System in einem isobaren Prozess aufgenommenen Wärme entspricht. Diese Funktion wird aufgerufen Enthalpie(vom griechischen „enthalpo“ – Hitze):
Eine andere Definition: Die Enthalpiedifferenz in den beiden Zuständen des Systems ist gleich dem thermischen Effekt des isobaren Prozesses.
Es gibt Tabellen mit Angaben zu den Standardbildungsenthalpien der Stoffe H o 298. Die Indizes bedeuten, dass für chemische Verbindungen die Bildungsenthalpie von 1 Mol davon aus einfachen Substanzen in der stabilsten Modifikation (mit Ausnahme von weißem Phosphor – nicht die stabilste, aber die reproduzierbarste Form von Phosphor) bei 1 atm (1,01325∙) beträgt 10 5 Pa oder 760 mmHg) und 298,15 K (25 o C). Wenn es sich um Ionen in Lösung handelt, beträgt die Standardkonzentration 1 M (1 mol/l).
Das Vorzeichen der Enthalpie wird „aus der Sicht“ des Systems selbst bestimmt: Bei Wärmeabgabe ist die Enthalpieänderung negativ, bei Wärmeaufnahme ist die Enthalpieänderung positiv.
Zweiter Hauptsatz der Thermodynamik
Ändern Entropie gleich (per Definition) der minimalen Wärme, die dem System in einem reversiblen (alle Zwischenzustände befinden sich im Gleichgewicht) isothermen Prozess zugeführt wird, geteilt durch die absolute Temperatur des Prozesses:
S = Q min. /T
In diesem Stadium des Studiums der Thermodynamik sollte dies als Postulat akzeptiert werden Es gibt eine umfangreiche Eigenschaft des Systems S, die Entropie genannt wird und deren Änderung so mit den Prozessen im System zusammenhängt:
In einem spontanen Prozess ist S > Q min. /T
Im Gleichgewichtsprozess ist S = Q min. /T
< Q мин. /T
Für ein isoliertes System mit dQ = 0 erhalten wir:
In einem spontanen Prozess ist S > 0
Im Gleichgewichtsprozess ist S = 0
In einem nicht spontanen Prozess S< 0
Allgemein Die Entropie eines isolierten Systems nimmt entweder zu oder bleibt konstant:
Der Begriff der Entropie entstand aus früheren Formulierungen des zweiten Hauptsatzes (Anfang) der Thermodynamik. Entropie ist eine Eigenschaft des Systems als Ganzes und nicht eines einzelnen Teilchens.
Dritter Hauptsatz der Thermodynamik (Plancks Postulat)
Die Entropie eines ordnungsgemäß geformten Kristalls einer reinen Substanz am absoluten Nullpunkt ist Null(Max Planck, 1911). Dieses Postulat lässt sich durch die statistische Thermodynamik erklären, nach der die Entropie ein Maß für die Unordnung eines Systems auf der Mikroebene ist:
S = k b lnW - Boltzmann-Gleichung
W ist die Anzahl der verschiedenen Zustände des Systems, die ihm unter bestimmten Bedingungen zur Verfügung stehen, oder die thermodynamische Wahrscheinlichkeit des Makrozustands des Systems.
k b = R/N A = 1,38. 10 -16 Erg/Grad – Boltzmann-Konstante
Im Jahr 1872 schlug L. Boltzmann eine statistische Formulierung des zweiten Hauptsatzes der Thermodynamik vor: Ein isoliertes System entwickelt sich überwiegend in Richtung einer höheren thermodynamischen Wahrscheinlichkeit.
Durch die Einführung der Entropie konnten Kriterien festgelegt werden, die es ermöglichen, die Richtung und Tiefe jedes chemischen Prozesses (für eine große Anzahl von Teilchen im Gleichgewicht) zu bestimmen.
Makroskopische Systeme erreichen ein Gleichgewicht, wenn die Energieänderung durch die Entropiekomponente kompensiert wird:
Bei konstantem Volumen und konstanter Temperatur:
U v = TS v oder (U-TS) = F = 0 – Helmholtz-Energie oder isochorisch-isothermes Potential
Bei konstantem Druck und konstanter Temperatur:
H p = TS p oder (H-TS) = G = 0 - Gibbs-Energie oder Gibbs freie Energie oder isobar-isothermes Potential.
Änderung der Gibbs-Energie als Kriterium für die Möglichkeit einer chemischen Reaktion: G =H - TS
Bei G< 0 реакция возможна;
bei G > 0 ist die Reaktion unmöglich;
Bei G = 0 befindet sich das System im Gleichgewicht.
Die Möglichkeit einer spontanen Reaktion in einem isolierten System wird durch eine Kombination der Vorzeichen der Energie- (Enthalpie) und Entropiefaktoren bestimmt:
Für die Standardwerte von G 0 und S 0 stehen umfangreiche tabellarische Daten zur Berechnung der G 0-Reaktion zur Verfügung.
Wenn die Temperatur von 298 K und die Konzentration der Reagenzien von 1 M abweicht, gilt für den Prozess in allgemeiner Form:
G = G 0 + RT ln([C] c [D] d /[A] a [B] b)
In der Gleichgewichtslage G = 0 und G 0 = -RTlnK р, wobei
K ð = [C] c gleich [D] d gleich /[A] a gleich [B] b gleich Gleichgewichtskonstante
K ð = exp (-G˚/RT)
Mit den obigen Formeln lässt sich die Temperatur bestimmen, ab der die endotherme Reaktion, bei der die Entropie zunimmt, leicht durchführbar ist. Aus dem Zustand wird die Temperatur ermittelt.
1 . Was untersucht die chemische Thermodynamik:
1) die Geschwindigkeit chemischer Umwandlungen und die Mechanismen dieser Umwandlungen;
2) Energieeigenschaften physikalischer und chemischer Prozesse und die Fähigkeit chemischer Systeme, nützliche Arbeit zu leisten;
3) Bedingungen für die Verschiebung des chemischen Gleichgewichts;
4) der Einfluss von Katalysatoren auf die Geschwindigkeit biochemischer Prozesse.
2. Ein offenes System ist ein System, das:
2) tauscht sowohl Materie als auch Energie mit der Umwelt aus;
3. Ein geschlossenes System ist ein System, das:
1) tauscht weder Materie noch Energie mit der Umwelt aus;
3) tauscht Energie mit der Umwelt aus, tauscht jedoch keine Materie aus;
4) tauscht Materie mit der Umgebung aus, tauscht jedoch keine Energie aus.
4. Ein isoliertes System ist ein System, das:
1) tauscht weder Materie noch Energie mit der Umwelt aus;
2) tauscht sowohl Materie als auch Energie mit der Umwelt aus;
3) tauscht Energie mit der Umgebung aus, tauscht jedoch keine Materie aus;
4) tauscht Materie mit der Umgebung aus, tauscht jedoch keine Energie aus.
5. Zu welcher Art von thermodynamischen Systemen gehört die Lösung, die sich in einer verschlossenen Ampulle befindet, die in einem Thermostat steht?
1) isoliert;
2) offen;
3) geschlossen;
4) stationär.
6. Zu welcher Art von thermodynamischen Systemen gehört die Lösung in der verschlossenen Ampulle?
1) isoliert;
2) offen;
3) geschlossen;
4) stationär.
7. Zu welcher Art thermodynamischer Systeme gehört eine lebende Zelle?
1) offen;
2) geschlossen;
3) isoliert;
4) Gleichgewicht.
8 . Welche Parameter eines thermodynamischen Systems werden als umfangreich bezeichnet?
1) dessen Größe nicht von der Anzahl der Partikel im System abhängt;
2), deren Wert von der Anzahl der Teilchen im System abhängt;
3) dessen Wert vom Aggregatzustand des Systems abhängt;
9. Welche Parameter eines thermodynamischen Systems werden als intensiv bezeichnet?
!) deren Größe nicht von der Anzahl der Teilchen im System abhängt;
2) dessen Größe von der Anzahl der Partikel im System abhängt;
3) dessen Wert vom Aggregatzustand abhängt;
4) deren Ausmaß von der Zeit abhängt.
10 . Funktionen des Zustands eines thermodynamischen Systems sind Größen, die:
1) hängen nur vom Anfangs- und Endzustand des Systems ab;
2) hängen vom Prozesspfad ab;
3) hängen nur vom Anfangszustand des Systems ab;
4) hängen nur vom Endzustand des Systems ab.
11 . Welche Größen sind Funktionen des Systemzustands: a) innere Energie; b) Arbeit; c) Wärme; d) Enthalpie; d) Entropie.
1) a, d, e;
3) alle Mengen;
4) a, b, c, d.
12 . Welche der folgenden Eigenschaften sind intensiv: a) Dichte; b) Druck; c) Masse; d) Temperatur; e) Enthalpie; e) Lautstärke?
1) a, b, d;
3) b, c, d, f;
13. Welche der folgenden Eigenschaften sind umfangreich: a) Dichte; b) Druck; c) Masse; d) Temperatur; e) Enthalpie; e) Lautstärke?
1) c, d, f;
3) b, c, d, f;
14 . Welche Formen des Energieaustauschs zwischen dem System und der Umgebung werden von der Thermodynamik berücksichtigt: a) Wärme; b) Arbeit; c) chemisch; d) elektrisch; e) mechanisch; e) Atom- und Solarenergie?
1)a, b;
2) c, d, e, f;
3) a, c, d, e, f;
4) a, c, d, e.
15. Prozesse, die bei konstanter Temperatur ablaufen, heißen:
1) isobar;
2) isotherm;
3) isochor;
4) adiabatisch.
16 . Prozesse, die bei konstantem Volumen ablaufen, heißen:
1) isobar;
2) isotherm;
3) isochor;
4) adiabatisch.
17 . Prozesse, die bei konstantem Druck ablaufen, heißen:
1) isobar;
2) isotherm;
3) isochor;
4) adiabatisch.
18 . Die innere Energie des Systems ist: 1) die gesamte Energiereserve des Systems, mit Ausnahme der potentiellen Energie seiner Position undkinetische EnergieSysteme als Ganzes;
2) die gesamte Energiereserve des Systems;
3) die gesamte Energiereserve des Systems, mit Ausnahme der potentiellen Energie seiner Position;
4) eine Größe, die den Grad der Unordnung in der Anordnung der Teilchen des Systems charakterisiert.
19 . Welches Gesetz spiegelt den Zusammenhang zwischen Arbeit, Wärme und innerer Energie eines Systems wider?
1) Zweiter Hauptsatz der Thermodynamik;
2) Hesssches Gesetz;
3) der erste Hauptsatz der Thermodynamik;
4) van't Hoffs Gesetz.
20 . Der erste Hauptsatz der Thermodynamik spiegelt die Beziehung zwischen:
1) Arbeit, Wärme und innere Energie;
2) Gibbs freie Energie, Enthalpie und Entropie des Systems;
3) Arbeit und Wärme des Systems;
4) Arbeit und innere Energie.
21 . Welche Gleichung ist der mathematische Ausdruck des ersten Hauptsatzes der Thermodynamik für isolierte Systeme?
l)AU=0 2)AU=Q-p-AV 3)AG = AH-TAS
22 . Welche Gleichung ist der mathematische Ausdruck des ersten Hauptsatzes der Thermodynamik für geschlossene Systeme?
2)AU=Q-p-AV;
3) AG = AH – T*AS;
23 . Ist die innere Energie eines isolierten Systems eine konstante oder variable Größe?
1) Konstante;
2) variabel.
24 . In einem isolierten System findet die Reaktion der Wasserstoffverbrennung unter Bildung von flüssigem Wasser statt. Ändert sich die innere Energie und Enthalpie des Systems?
1) Die innere Energie ändert sich nicht, die Enthalpie ändert sich.
2) Die innere Energie wird sich ändern, die Enthalpie wird sich nicht ändern;
3) die innere Energie ändert sich nicht, die Enthalpie ändert sich nicht;
4) Die innere Energie wird sich ändern, die Enthalpie wird sich ändern.
25 . Unter welchen Bedingungen ist die Änderung der inneren Energie gleich der Wärme, die das System aus der Umgebung erhält?
1) bei konstantem Volumen;
3) bei konstantem Druck;
4) unter keinen Umständen.
26 . Der thermische Effekt einer bei konstantem Volumen ablaufenden Reaktion wird als Änderung bezeichnet:
1) Enthalpie;
2) innere Energie;
3) Entropie;
4) Gibbs freie Energie.
27 . Die Enthalpie einer Reaktion ist:
1) die Wärmemenge, die während einer chemischen Reaktion unter isobar-isothermen Bedingungen freigesetzt oder absorbiert wird;
4) eine Größe, die den Grad der Unordnung in der Anordnung und Bewegung der Teilchen im System charakterisiert.
28. Chemische Prozesse, bei denen die Enthalpie des Systems abnimmt und Wärme an die äußere Umgebung abgegeben wird, werden genannt:
1) endotherm;
2) exotherm;
3) exergonisch;
4) endergonisch.
29 . Unter welchen Bedingungen ist die Enthalpieänderung gleich der Wärme, die das System aus der Umgebung erhält?
1) bei konstantem Volumen;
2) bei konstanter Temperatur;
3) bei konstantem Druck;
4) unter keinen Umständen.
30 . Der thermische Effekt einer bei konstantem Druck ablaufenden Reaktion wird als Änderung bezeichnet:
1) innere Energie;
2) Keine der vorherigen Definitionen ist korrekt;
3) Enthalpie;
4) Entropie.
31. Welche Prozesse werden als endotherm bezeichnet?
1) für die AN negativ ist;
3) für dieEINpositiv;
32 . Welche Prozesse werden als exotherm bezeichnet?
1) wofürEINNegativ;
2) für die AG negativ ist;
3) für die AN positiv ist;
4) für die AG positiv ist.
33 . Geben Sie die Formulierung des Hessschen Gesetzes an:
1) Der thermische Effekt der Reaktion hängt nur vom Anfangs- und Endzustand des Systems und nicht vom Reaktionsweg ab;
2) Die vom System bei konstantem Volumen aufgenommene Wärme ist gleich der Änderung der inneren Energie des Systems;
3) die vom System bei konstantem Druck aufgenommene Wärme ist gleich der Enthalpieänderung des Systems;
4) Die thermische Wirkung der Reaktion hängt nicht vom Anfangs- und Endzustand des Systems ab, sondern vom Reaktionsweg.
34. Welches Gesetz liegt der Berechnung des Kaloriengehalts von Lebensmitteln zugrunde?
1) van't Hoff;
2) Hess;
3) Sechenov;
35. Bei der Oxidation welcher Stoffe wird unter Körperbedingungen mehr Energie freigesetzt?
1) Proteine;
2) fett;
3) Kohlenhydrate;
4) Kohlenhydrate und Proteine.
36 . Ein spontaner Prozess ist ein Prozess, der:
1) ohne die Hilfe eines Katalysators durchgeführt;
2) begleitet von der Freisetzung von Wärme;
3) erfolgt ohne externen Energieverbrauch;
4) geht zügig voran.
37 . Die Entropie einer Reaktion ist:
1) die Wärmemenge, die während einer chemischen Reaktion unter isobar-isothermen Bedingungen freigesetzt oder absorbiert wird;
2) die Wärmemenge, die während einer chemischen Reaktion unter isochorisch-isothermen Bedingungen freigesetzt oder absorbiert wird;
3) ein Wert, der die Möglichkeit des spontanen Auftretens des Prozesses charakterisiert;
4) eine Größe, die den Grad der Unordnung in der Anordnung und Bewegung von Teilchen in einem System charakterisiert.
38 . Welche Zustandsfunktion charakterisiert die Tendenz eines Systems, einen wahrscheinlichen Zustand zu erreichen, der der maximalen Zufälligkeit der Partikelverteilung entspricht?
1) Enthalpie;
2) Entropie;
3) Gibbs-Energie;
4) innere Energie.
39 . Welcher Zusammenhang besteht zwischen den Entropien dreier Aggregatzustände eines Stoffes: Gas, Flüssigkeit, Feststoff:
ICH) S(d) >S(g) >S(FERNSEHER); 2) S(fest)>S(g)>S(g); 3)S(g)>S(g)>S(TB); 4) Der Aggregatzustand hat keinen Einfluss auf den Entropiewert.
40 . Welcher der folgenden Prozesse sollte die größte positive Änderung der Entropie aufweisen:
1) CH3OH (s) -> CH,OH (g);
2) CH3OH (s) -> CH 3 OH (l);
3) CH,OH (g) -> CH3OH (s);
4) CH,OH (l) -> CH3OH (sol).
41 . Wählen Sie die richtige Aussage: Die Entropie des Systems nimmt zu, wenn:
1) erhöhter Druck;
2) Übergang vom flüssigen zum festen Aggregatzustand
3) Temperaturanstieg;
4) Übergang vom gasförmigen in den flüssigen Zustand.
42. Welche thermodynamische Funktion kann verwendet werden, um vorherzusagen, ob eine Reaktion in einem isolierten System spontan abläuft?
1) Enthalpie;
2) innere Energie;
3) Entropie;
4) potentielle Energie des Systems.
43 . Welche Gleichung ist der mathematische Ausdruck des 2. Hauptsatzes der Thermodynamik für isolierte Systeme?
2)AS>Q\T
44 . Wenn das System reversibel eine Wärmemenge Q bei der Temperatur T aufnimmt, dann etwa T;
2) erhöht sich um den BetragQ/ T;
3) erhöht sich um einen Betrag größer als Q/T;
4) erhöht sich um einen Betrag, der kleiner als Q/T ist.
45 . In einem isolierten System findet spontan eine chemische Reaktion statt, bei der eine bestimmte Produktmenge entsteht. Wie verändert sich die Entropie eines solchen Systems?
1) erhöht sich
2) nimmt ab
3) ändert sich nicht
4) erreicht den Minimalwert
46 . Geben Sie an, bei welchen Prozessen und unter welchen Bedingungen die Entropieänderung gleich der Arbeit des Prozesses sein kann?
1) unter isobaren Bedingungen, bei konstantem P und T;
2) isochor, bei konstantem Vi und T;
H) Die Entropieänderung ist niemals gleich der Arbeit;
4) unter isothermen Bedingungen, bei konstantem P und 47 . Wie verändert sich die gebundene Energie des Systems TS beim Erhitzen und beim Kondensieren?
