Entalpi adalah besaran yang mencirikan jumlah energi dalam suatu zat.

Enthalpy juga disebut kandungan panas. Semakin besar cadangan energi, semakin besar entalpi zat tersebut.

Efek termal dari reaksi (pada tekanan konstan) sama dengan perubahan entalpi (ΔH):

Untuk reaksi eksotermik Q > 0, ΔН< 0, поскольку относительно реагентов энергия теряется в окружающую среду. И наоборот, для эндотермической реакции Q < 0, ΔН >0 - energi diperoleh dari lingkungan.

Dengan analogi dengan panas pembentukan standar Q o6p, ada juga konsep entalpi pembentukan standar, yang dilambangkan dengan ΔH arr. Nilainya diberikan dalam tabel referensi.

Persamaan termokimia dari reaksi yang sama dapat ditulis dengan cara yang berbeda:

Tubuh manusia adalah "reaktor kimia" yang unik di mana berbagai macam reaksi kimia terjadi. Perbedaan utama mereka dari proses yang terjadi di tabung reaksi, labu, pabrik industri adalah bahwa di dalam tubuh semua reaksi berlangsung dalam kondisi "ringan" (tekanan atmosfer, suhu rendah), sementara beberapa produk sampingan yang berbahaya terbentuk.

Proses oksidasi senyawa organik dengan oksigen merupakan sumber energi utama dalam tubuh manusia, dan produk akhir utamanya adalah karbon dioksida CO 2 dan air H 2 O.

Misalnya:

Energi yang dilepaskan ini sangat besar, dan jika makanan teroksidasi di dalam tubuh dengan cepat dan sempurna, maka beberapa potong gula yang dimakan akan menyebabkan tubuh kepanasan. Tetapi proses biokimia, yang efek termal totalnya, menurut hukum Hess, tidak bergantung pada mekanisme dan merupakan nilai konstan, berlangsung secara bertahap, seolah-olah direntangkan dalam waktu. Oleh karena itu, tubuh tidak "terbakar", tetapi menghabiskan energi ini secara ekonomis untuk proses vital. Tapi apakah selalu terjadi seperti ini?

Setiap orang setidaknya harus membayangkan kira-kira berapa banyak energi yang masuk ke tubuhnya dengan makanan dan berapa banyak yang dihabiskan sepanjang hari.

Salah satu dasar nutrisi rasional adalah sebagai berikut: jumlah energi yang disuplai dengan makanan tidak boleh melebihi konsumsi energi (atau kurang) lebih dari 5%, jika tidak metabolisme terganggu, seseorang menjadi gemuk atau kehilangan berat badan.

Setara energi makanan adalah kandungan kalorinya, dinyatakan dalam kilokalori per 100 g produk (sering tertera pada kemasan, juga dapat ditemukan di panduan khusus dan buku masak). Dan konsumsi energi dalam tubuh tergantung pada usia, jenis kelamin, intensitas persalinan.

Makanan paling sehat dengan kandungan kalori rendah, tetapi dengan adanya semua komponen dalam makanan (protein, lemak, karbohidrat, mineral, vitamin, elemen pelacak).

Nilai energi produk makanan dan nilai kalor bahan bakar dikaitkan dengan reaksi eksotermis dari oksidasinya. Kekuatan pendorong di balik reaksi semacam itu adalah "kecenderungan" sistem ke keadaan dengan energi internal terendah.

Reaksi eksoterm dimulai secara spontan, atau hanya diperlukan "dorongan" kecil - suplai energi awal.

Lalu apa kekuatan pendorong di balik reaksi endotermik, di mana energi panas berasal dari lingkungan dan disimpan dalam produk reaksi, berubah menjadi energi internalnya? Hal ini disebabkan oleh kecenderungan sistem apa pun ke keadaan yang paling mungkin terjadi, yang dicirikan oleh ketidakteraturan maksimum, yang disebut entropi. Misalnya, molekul penyusun udara tidak jatuh ke Bumi, meskipun energi potensial minimum setiap molekul sesuai dengan posisi terendahnya, karena keinginan untuk keadaan yang paling mungkin menyebabkan molekul terdistribusi secara acak di ruang angkasa.

Bayangkan Anda telah menuangkan berbagai kacang ke dalam gelas. Secara praktis tidak mungkin untuk mencapai stratifikasi, keteraturan saat bergetar, karena dalam hal ini sistem juga akan cenderung ke keadaan yang paling mungkin di mana gangguan dalam sistem meningkat, sehingga mur akan selalu tercampur. Selain itu, semakin banyak partikel yang kita miliki, semakin besar kemungkinan terjadinya kekacauan.

Urutan tertinggi dalam sistem kimia ada dalam kristal ideal pada suhu nol mutlak. Entropi dikatakan nol dalam kasus ini. Dengan peningkatan suhu dalam kristal, osilasi acak atom (molekul, ion) mulai meningkat. Entropi meningkat. Ini terjadi sangat tajam pada saat pencairan selama transisi dari padat ke cair, dan terlebih lagi pada saat penguapan selama transisi dari cair ke gas.

Entropi gas secara signifikan melebihi entropi cairan dan bahkan benda yang lebih padat. Jika Anda menumpahkan sedikit bensin di ruang tertutup, seperti garasi, Anda akan segera mencium baunya di seluruh ruangan. Penguapan (proses endotermik) dan difusi terjadi, distribusi acak uap bensin di seluruh volume. Uap bensin memiliki entropi lebih tinggi daripada cairan.

Proses mendidihkan air dari sudut pandang energi juga merupakan proses endotermik, tetapi bermanfaat dari sudut pandang peningkatan entropi ketika cairan berubah menjadi uap. Pada suhu 100 °C, faktor entropi "mengencangkan" faktor energi - air mulai mendidih - uap air memiliki entropi lebih besar dibandingkan air cair.

Melihat data pada Tabel 12, perhatikan seberapa rendah nilai entropi untuk berlian yang memiliki struktur sangat teratur. Zat yang dibentuk oleh partikel yang lebih kompleks memiliki nilai entropi yang lebih tinggi. Misalnya, entropi etana lebih besar daripada entropi metana.

Tabel 12
Beberapa nilai entropi molar standar

Reaksi endotermik spontan adalah reaksi di mana peningkatan entropi yang cukup kuat diamati, misalnya, karena pembentukan produk gas dari zat cair atau padat, atau karena peningkatan jumlah partikel.

Misalnya:

CaCO 3 → CaO + CO 2 - Q,

2NH 3 → N 2 + ZN 2 - Q.

Mari merumuskan kesimpulan.

1. Arah reaksi kimia ditentukan oleh dua faktor: keinginan untuk mengurangi energi internal dengan pelepasan energi dan keinginan untuk ketidakteraturan maksimum, yaitu peningkatan entropi.
2. Reaksi endotermik dapat dilakukan jika disertai dengan peningkatan entropi.
3. Entropi meningkat dengan meningkatnya suhu dan sangat kuat selama transisi fase: padat - cair, padat - gas.
4. Semakin tinggi suhu di mana reaksi dilakukan, semakin penting faktor entropi dibandingkan dengan faktor energi.

Ada metode eksperimental dan teoretis untuk menentukan entropi berbagai senyawa kimia. Dengan menggunakan metode ini, dimungkinkan untuk mengukur perubahan entropi selama reaksi tertentu dengan cara yang mirip dengan cara menghitung panas reaksi. Akibatnya, menjadi mungkin untuk memprediksi arah reaksi kimia (Tabel 13).

Tabel 13
Kemungkinan terjadinya reaksi kimia bergantung pada perubahan energi dan entropi

Untuk menjawab pertanyaan tentang kemungkinan reaksi, kami memperkenalkan nilai khusus - energi Gibbs (G), yang memungkinkan Anda memperhitungkan perubahan entalpi dan perubahan entropi:

ΔG = ΔH - TΔS,

di mana T adalah suhu absolut.

Hanya proses yang terjadi secara spontan di mana energi Gibbs berkurang, yaitu nilai ΔG< 0. Процессы, при которых ΔG >0 pada dasarnya tidak mungkin. Jika ΔG = 0, yaitu ΔH = TΔS, maka sistem telah mencapai kesetimbangan kimia (lihat § 14).

Mari kembali ke kasus No. 2 (lihat Tabel 13).

Semua kehidupan di planet kita - dari virus dan bakteri hingga manusia - terdiri dari materi yang sangat terorganisir, yang lebih teratur daripada dunia sekitarnya. Misalnya protein. Ingat strukturnya: primer, sekunder, tersier. Anda sudah sangat mengenal "substansi hereditas" (DNA), yang molekulnya terdiri dari unit struktural yang terletak dalam urutan yang ditentukan secara ketat. Ini berarti sintesis protein atau DNA disertai dengan penurunan entropi yang sangat besar.

Selain itu, bahan bangunan awal untuk pertumbuhan tumbuhan dan hewan terbentuk di dalam tumbuhan itu sendiri dari air H 2 O dan karbon dioksida CO 2 selama fotosintesis:

6H 2 O + 6CO 2 (G) → C6H 12 O 6 + 6O 2 (g).

Dalam reaksi ini, entropi berkurang, reaksi berlanjut dengan penyerapan energi cahaya. Jadi prosesnya endotermik! Jadi, reaksi yang membuat kita berutang kehidupan dilarang secara termodinamika. Tapi mereka datang! Dan dalam hal ini, energi kuanta cahaya di wilayah spektrum tampak digunakan, yang jauh lebih besar daripada energi termal (kuanta inframerah). Di alam, reaksi endotermik dengan penurunan entropi, seperti yang Anda lihat, berlangsung dalam kondisi tertentu. Ahli kimia belum dapat menciptakan kondisi seperti itu secara artifisial.

Pertanyaan dan tugas ke § 12

201. Ke arah mana, dalam kondisi standar, reaksi N 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2NO (g) akan berlanjut? Dukung jawaban Anda dengan perhitungan.

202. Hitung perubahan energi Gibbs dari beberapa reaksi pada 1000 K jika ∆ r N° 298 = 131,3 kJ, dan ∆ RS° 298 \u003d 133,6 J / K (pengaruh suhu T pada ∆ H dan ∆ S menelantarkan).

203. Hitung ∆ rG° 298 sistem PbO 2 + Pb = 2PbO berdasarkan ∆ r N° 298 dan ∆ RS° 298 reaktan. Tentukan apakah reaksi ini mungkin terjadi.

204. Tentukan ke arah mana reaksi Fe 2 O 3 (c) + 3H 2 \u003d \u003d Fe (c) + 3H 2 O (g) akan berlangsung secara spontan dalam kondisi standar.

205. Hitung perubahan energi Gibbs dan tentukan kemungkinan reduksi kromium (III) oksida dengan karbon pada 1500 K sesuai dengan reaksi Cr 2 O 3 (t) + 3C (t) \u003d 2Cr (t) + 3CO (g) .

206. Tungsten diperoleh dengan mereduksi tungsten (IV) oksida dengan hidrogen. Tentukan kemungkinan reaksi ini terjadi pada 500 dan 1000 ° C menurut reaksi WO 3 (t) + 3H 2 (g) \u003d W (t) + 3H 2 O (g).

207. Hitung perubahan energi Gibbs dan tentukan kemungkinan reaksi ini terjadi dalam kondisi standar CO (g) + H 2 O (l) \u003d CO 2 (g) + H 2 (g).

208. Hitung perubahan energi Gibbs dan tentukan kemungkinan reaksi dekomposisi tembaga (II) oksida pada 400 dan 1500 K sesuai dengan reaksi 4CuO (t) \u003d 2Cu 2 O (t) + O 2 (g).

209. Tentukan temperatur reaksi ekuiprobabel dalam arah maju dan mundur, jika ∆ r N° 298 = = 38 kJ, dan ∆ RS° 298 = 207 J/K.

210. Hitung ∆ rG° 298 dan ∆ rG° 1000 untuk reaksi H 2 O (g) + + C (g) \u003d CO (g) + H 2 (g). Bagaimana suhu mempengaruhi probabilitas termodinamika dari suatu proses yang berjalan ke arah depan?

211. Manakah dari reaksi berikut yang secara termodinamika lebih mungkin terjadi: 1) N 2 + O 2 \u003d 2NO atau 2) N 2 + 2O 2 \u003d 2NO 2? Dukung jawaban Anda dengan perhitungan.

212. Tentukan tanda ∆ rG° 298, tanpa menggunakan perhitungan, untuk reaksi CaO (t) + CO 2 (g) \u003d CaCO 3 (t), ∆ r N° 298 \u003d -178,1 kJ / mol. Jelaskan jawabannya.

213. Tentukan tanda ∆ rG° 298 untuk proses asimilasi sukrosa dalam tubuh manusia, yang direduksi menjadi oksidasi C 12 H 22 O 11 (s) + 12O 2 (g) \u003d 12CO 2 (g) + 11H 2 O (g).

214. Periksa apakah ada ancaman bahwa oksida nitrat (I), yang digunakan dalam pengobatan sebagai narkotika, akan dioksidasi oleh oksigen udara menjadi oksida nitrat (II) yang sangat beracun menurut reaksi 2N 2 O (g) + O 2 (g ) \u003d 4NO (G) .

215. Gliserin merupakan salah satu produk metabolisme yang akhirnya diubah di dalam tubuh menjadi CO 2 (g) dan H 2 O (l). Hitung ∆ rG° 298 reaksi oksidasi gliserol jika ∆ fG° 298 (C 3 H 8 O 3) = = 480 kJ / mol.

216. Hitung perubahan energi Gibbs untuk reaksi fotosintesis 6CO 2 (g) + 6H 2 O (g) \u003d C 6 H 12 O 6 (larutan) + 6O 2 (g).

217. Tentukan suhu di mana ∆ rG° T \u003d 0, untuk reaksi H 2 O (g) + CO (g) \u003d CO 2 (g) + H 2 (g).

218. Hitung karakteristik termodinamika ∆ r N° 298 , ∆ RS° 298 , ∆ rG° 298 reaksi 2NO (g) \u003d N 2 O 4 (g). Merumuskan kesimpulan tentang kemungkinan reaksi pada suhu 0; 25 dan 100 °C, konfirmasikan dengan perhitungan.

219. Apakah reaksi 3Fe 2 O 3 (c) + H 2 (g) \u003d 2Fe 3 O 4 (c) \u003d H 2 O (g) mungkin? Dukung jawaban Anda dengan perhitungan.

220. Hitung perubahan energi Gibbs reaksi pada 980 K jika ∆ r N° 298 = 243,2 kJ, dan ∆ RS° 298 = 195,6 J/K (pengaruh suhu terhadap ∆ H dan ∆ S menelantarkan).

221. Hitung ∆ rG° 298 dan ∆ rG° 1000 untuk reaksi

Fe 2 O 3 (c) + 3CO (g) \u003d 2 Fe (c) + 3CO 2 (g)

Bagaimana suhu mempengaruhi probabilitas termodinamika dari suatu proses yang berjalan ke arah depan?

222. Interaksi kalsium karbida dengan air dijelaskan oleh dua persamaan:

a) CaC 2 + 2H 2 O \u003d CaCO 3 + C 2 H 2; b) CaC 2 + 5H 2 O \u003d CaCO 3 + 5H 2 + CO 2.

Reaksi manakah yang secara termodinamika lebih disukai? Jelaskan hasil perhitungannya!

223. Tentukan arah aliran reaksi spontan SO 2 + 2H 2 \u003d S cr + 2H 2 O dalam kondisi standar.

224. Hitung perubahan energi Gibbs dari reaksi ZnS + 3 / 2O 2 \u003d ZnO + SO 2 pada 298 dan 500 K.

225. Menentukan arah reaksi spontan

NH 4 Cl (c) + NaOH (c) \u003d NaCl (c) + H 2 O (g) + NH 3 (g).

di bawah kondisi standar

Laju reaksi kimia

226. Tentukan berapa kali laju reaksi gas homogen 4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2 akan berubah jika tekanan total dalam sistem dinaikkan 3 kali.

227. Laju reaksi: 2NO + O 2 → 2NO 2 pada konsentrasi NO dan O 2 sama dengan 0,6 mol/dm 3 adalah 0,18 mol/(dm 3 ·min). Hitung tetapan laju reaksi.

228. Berapa kali konsentrasi CO harus dinaikkan dalam sistem untuk meningkatkan laju reaksi 2CO → CO 2 + C (tv) sebanyak 4 kali?

229. Reaksi berlangsung sesuai dengan persamaan N 2 + O 2 → 2NO. Konsentrasi awal nitrogen dan oksigen adalah 0,049 dan 0,01 mol/dm 3 . Hitung konsentrasi zat ketika 0,005 mol NO terbentuk dalam sistem.

230. Reaksi antara zat A dan B berlangsung menurut persamaan 2A + B \u003d C. Konsentrasi zat A adalah 6 mol / l, dan zat B adalah 5 mol / l. Konstanta laju reaksi adalah 0,5 l/(mol·s). Hitung laju reaksi pada saat awal dan saat 45% zat B tertinggal dalam campuran reaksi.

231. Berapa derajat suhu yang harus dinaikkan untuk meningkatkan laju reaksi sebanyak 90 kali? Koefisien suhu van't Hoff adalah 2,7.

232. Koefisien suhu laju reaksi penguraian hidrogen yodium menurut reaksi 2HI \u003d H 2 + I 2 adalah 2. Hitung konstanta laju reaksi ini pada 684 K, jika pada 629 K konstanta laju adalah 8,9 10 - 5 l / (mol·s).

233. Tentukan koefisien suhu laju reaksi jika reaksi diperlambat 25 kali ketika suhu diturunkan 45 °.

234. Hitung pada suhu berapa reaksi akan berakhir dalam 45 menit, jika pada suhu 293 K diperlukan waktu 3 jam. Ambil koefisien temperatur dari laju reaksi sama dengan 3.2.

235. Hitung tetapan laju reaksi pada 680 K, jika pada 630 K tetapan laju reaksi ini adalah 8,9 -5 mol/(dm 3 s), dan γ = 2.

236. Tetapan laju reaksi pada 9,4 °C adalah 2,37 menit -1 , dan pada 14,4 °C adalah 3,204 menit -1 . Hitung energi aktivasi dan koefisien temperatur dari laju reaksi.

237. Hitunglah berapa derajat suhu yang perlu dinaikkan untuk menaikkan laju reaksi sebesar 50 dan 100 kali jika koefisien suhu laju reaksi adalah 3.

238. Pada 393 K reaksi selesai dalam 18 menit. Setelah selang waktu berapa reaksi ini akan berakhir pada 453 K jika koefisien suhu laju reaksi adalah 3?

239. Konsentrasi awal reaktan reaksi CO + H 2 O (g) → CO 2 + H 2 adalah sama (mol / dm 3): \u003d 0,8; = 0,9; = 0,7; = 0,5. Tentukan konsentrasi semua peserta dalam reaksi setelah konsentrasi hidrogen meningkat sebesar 10%.

240. Reaksi antara zat A dan B dinyatakan dengan persamaan A + 2B → C. Konsentrasi awal zat tersebut adalah: [A] = 0,03 mol/l; [B] = 0,05 mol/l. Konstanta laju reaksi adalah 0,4. Tentukan laju reaksi awal dan laju reaksi setelah beberapa waktu bila konsentrasi zat A berkurang 0,01 mol/l.

241. Dalam sistem CO + Cl 2 = COCl 2, konsentrasinya dinaikkan dari 0,03 menjadi 0,12 mol/l, dan konsentrasi klorin dinaikkan dari 0,02 menjadi 0,06 mol/l. Berapa laju reaksi maju meningkat?

242. Berapa kali laju reaksi 2A + B → A 2B berubah jika konsentrasi zat A digandakan, dan konsentrasi zat B dikurangi 2 kali?

243. Berapa proporsi (%) novocaine yang akan terdekomposisi dalam 10 hari penyimpanannya pada suhu 293 K, jika pada suhu 313 K tetapan laju hidrolisis novocaine adalah 1 10 -5 hari -1, dan energi aktivasi reaksi adalah 55,2 kJ/mol ?

244. Pada suhu 36 °C, konstanta laju dekomposisi penisilin adalah 6·10 -6 detik -1 , dan pada suhu 41 °С adalah 1,2·10 -5 detik -1 . Hitunglah koefisien suhu reaksi tersebut.

245. Berapa kali laju reaksi yang terjadi pada 298 K meningkat jika energi aktivasi dikurangi 4 kJ/mol?

246. Hitung koefisien suhu (γ) tetapan laju reaksi dekomposisi hidrogen peroksida pada rentang suhu 25 °C - 55 °C pada E a= 75,4 kJ/mol.

247. Dekomposisi hidrogen peroksida dengan pembentukan oksigen dalam larutan KOH 0,045 M pada 22 ° C terjadi sebagai reaksi orde pertama dengan waktu paruh τ 1/2 = 584 menit. Hitunglah laju reaksi pada waktu awal setelah mencampur larutan KOH 0,090 M dengan volume yang sama dan larutan 0,042 M H 2 O 2 dan jumlah hidrogen peroksida yang tersisa dalam larutan setelah satu jam.

248. Dengan kenaikan suhu sebesar 27,8 °C, laju reaksi meningkat 6,9 kali lipat. Hitung koefisien temperatur laju reaksi dan energi aktivasi reaksi ini pada 300 K.

249. Untuk beberapa reaksi orde pertama, waktu paruh zat pada 351 K adalah 411 menit. Energi aktivasi adalah 200 kJ/mol. Hitung berapa lama waktu yang diperlukan untuk menguraikan 75% dari jumlah awal zat tersebut pada 402 K.

250. Tetapan laju reaksi tertentu pada 25 dan 60 °C masing-masing adalah 1,4 dan 9,9 menit -1. Hitung tetapan laju reaksi ini pada suhu 20 dan 75°C.

Kesetimbangan kimia

251. Konstanta kesetimbangan reaksi A + B = C + D sama dengan satu. Konsentrasi awal [A] = 0,02 mol/L. Berapa persen zat A mengalami perubahan jika konsentrasi awal [B] = 0,02; 0,1; 0,2 mol/l?

252. Konsentrasi awal nitrogen dan hidrogen dalam campuran reaksi untuk memperoleh amonia berturut-turut adalah 4 dan 10 mol/DM3. Hitung konsentrasi kesetimbangan komponen dalam campuran jika 50% nitrogen telah bereaksi pada saat kesetimbangan tercapai.

253. Reaksi reversibel berlangsung menurut persamaan A + B ↔ C + D. Konsentrasi awal masing-masing zat dalam campuran adalah 1 mol / l. Setelah kesetimbangan terbentuk, konsentrasi komponen C adalah 1,5 mol/dm 3 . Hitung konstanta kesetimbangan untuk reaksi ini.

254. Tentukan konsentrasi awal NO dan O 2 dan konstanta kesetimbangan dari reaksi reversibel 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 jika kesetimbangan tercapai pada konsentrasi reaktan berikut, mol / dm 3: = 0,12; = 0,48; = 0,24.

255. Ke arah mana kesetimbangan kimia dalam sistem 2NO 2 ↔ NO + O 2 akan bergeser jika konsentrasi kesetimbangan masing-masing komponen dikurangi 3 kali?

256. Berapa kali tekanan parsial kesetimbangan hidrogen berkurang selama reaksi N 2 + 3H 2 ↔ 2 NH 3 jika tekanan nitrogen digandakan?

257. Dalam sistem 2NO 2 ↔ N 2 O 4 pada 60 ° C dan tekanan standar, kesetimbangan terbentuk. Berapa kali volume harus diperkecil agar tekanannya menjadi dua kali lipat?

258. Ke arah mana kesetimbangan bergeser ketika suhu sistem meningkat:

1) COCl 2 ↔ CO + Cl 2; ∆ r N° 298 = -113 kJ/mol

2) 2СО ↔ CO 2 +С; ∆ r N° 298 = -171 kJ/mol

3) 2SO 3 ↔ 2SO 2 + O 2; ∆ r N° 298 = -192 kJ/mol.

Jelaskan jawabannya.

259. Reaksi AB (g) ↔ A (g) + B (g) berlangsung dalam bejana tertutup. Tetapan kesetimbangan reaksi adalah 0,04, dan konsentrasi kesetimbangan zat B adalah 0,02 mol/L. Tentukan konsentrasi awal zat AB. Berapa persen zat AB yang telah membusuk?

260. Ketika amonia dioksidasi dengan oksigen, pembentukan nitrogen dan berbagai nitrogen oksida dimungkinkan. Tuliskan persamaan reaksi dan diskusikan pengaruh tekanan terhadap pergeseran kesetimbangan reaksi dengan pembentukan: a) N 2 O; b) TIDAK 2 .

261. Ke arah mana kesetimbangan untuk reaksi reversibel C (tv) + H 2 O (g) ↔ CO (g) + H 2 (g) bergeser ketika volume sistem berkurang 2 kali?

262. Pada suhu tertentu, kesetimbangan dalam sistem 2NO 2 ↔ 2NO + O 2 terbentuk pada konsentrasi berikut: = 0,006 mol/l; = 0,024 mol/l. Tentukan konstanta kesetimbangan reaksi dan konsentrasi awal NO2.

263. Konsentrasi awal karbon monoksida dan uap air adalah sama dan sama dengan 0,1 mol/l. Hitung konsentrasi kesetimbangan CO, H 2 O dan CO 2 dalam sistem CO (g) + H 2 O (g) ↔ CO (g) + H 2 (g), jika konsentrasi kesetimbangan hidrogen ternyata 0,06 mol / l, tentukan tetapan kesetimbangan.

264. Tetapan kesetimbangan reaksi 3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3 pada suhu tertentu adalah 2. Berapa mol nitrogen yang harus dimasukkan per 1 liter campuran gas untuk mengubah 75% hidrogen menjadi amonia jika awal konsentrasi hidrogen adalah 10 mol / l?

265. Dalam sistem 2NO (g) + O 2 (g) ↔ 2NO 2 (g), konsentrasi kesetimbangan zat adalah = 0,2 mol / l, = 0,3 mol / l, = 0,4 mol / l. Hitung konstanta kesetimbangan dan perkirakan posisi kesetimbangan.

266. Dalam bejana dengan kapasitas 0,2 liter, ditempatkan 0,3 dan 0,8 g hidrogen dan yodium. Setelah kesetimbangan tercapai, 0,7 g HI ditemukan di bejana. Hitung konstanta kesetimbangan reaksi.

267. Konsentrasi awal H 2 dan I 2 masing-masing adalah 0,6 dan 1,6 mol/L. Setelah kesetimbangan tercapai, konsentrasi hidrogen yodium adalah 0,7 mol/l. Hitung konsentrasi kesetimbangan H 2 dan I 2 dan konstanta kesetimbangan.

268. Pada suhu tertentu, tetapan kesetimbangan reaksi 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 adalah 2,5 mol -1 l dan dalam kesetimbangan campuran gas = 0,05 mol / l dan = 0,04 mol / l. Hitung konsentrasi awal oksigen dan NO.

269. Zat A dan B masing-masing sebanyak 3 dan 4 mol yang terletak dalam bejana berkapasitas 2 liter bereaksi sesuai persamaan 5A + 3B \u003d A 5 B 3.

Reaksi 1,6 mol zat A. Tentukan jumlah zat B yang dikonsumsi dan produk yang diperoleh. Hitung tetapan kesetimbangan.

270. Ketika mempelajari kesetimbangan reaksi H 2 + I 2 = 2HI, ditemukan bahwa pada konsentrasi awal H 2 dan I 2 dari 1 mol/l, konsentrasi kesetimbangan HI adalah 1,56 mol/l. Hitung konsentrasi kesetimbangan hidrogen yodium jika konsentrasi awal H 2 dan I 2 masing-masing adalah 2 mol/L.

271. Ketika mempelajari kesetimbangan H 2 + I 2 = 2HI, ternyata konsentrasi kesetimbangan H 2 , I 2 dan HI masing-masing adalah 4,2; 4.2; 1,6 mol/l. Pada percobaan lain, yang dilakukan pada temperatur yang sama, ditemukan bahwa konsentrasi kesetimbangan I 2 dan HI adalah 4,0 dan 1,5 mol/l. Hitung konsentrasi hidrogen dalam percobaan ini.

272. Pada suhu tertentu dalam sistem kesetimbangan gas SO 2 - O 2 - SO 3, konsentrasi zat masing-masing sebesar 0,035; 0,15 dan 0,065 mol/l. Hitung konstanta kesetimbangan dan konsentrasi awal zat, dengan asumsi hanya oksigen dan SO 2 .

273. Dalam bejana dengan kapasitas 8,5 liter, kesetimbangan CO (g) + Cl 2 (g) \u003d COCl 2 (g) terbentuk. Komposisi campuran kesetimbangan (g): CO - 11, Cl 2 - 38 dan COCl 2 - 42. Hitung tetapan kesetimbangan reaksi.

274. Bagaimana pergeseran kesetimbangan dan tetapan kesetimbangan reaksi H 2 (g) + Cl 2 (g) \u003d 2HCl (g), ∆ H < 0, следующие факторы: а) увеличение концентраций Н 2 , Cl 2 и HCl; б) увеличение давления в 3 раза; в) повышение температуры?

275. Konsentrasi awal NO dan Cl 2 dalam sistem homogen 2NO + Cl 2 = 2NOCl masing-masing adalah 0,5 dan 0,2 mol/dm 3. Hitung konstanta kesetimbangan jika 35% NO telah bereaksi pada saat kesetimbangan.

Kemungkinan
Kemungkinan
kebocoran
kebocoran
reaksi kimia.
reaksi kimia.
tingkat kimia
tingkat kimia
reaksi.
reaksi.
Disiapkan oleh:
Disiapkan oleh:
guru kimia
guru kimia
1 kualifikasi
1 kualifikasi
kategori
kategori
Sagdieva M.S.
Sagdieva M.S.
Kazan 2017
Kazan 2017

tingkat kimia
tingkat kimia
reaksi
reaksi
Kinetika kimia mempelajari kecepatan dan
kecepatan belajar dan
Kinetika kimia
mekanisme reaksi kimia
mekanisme reaksi kimia

homogen dan
homogen dan
sistem heterogen
sistem heterogen
Fase -
totalitas semua
bagian homogen dari sistem,
identik dalam komposisi dan
setiap orang
bahan kimia
fisik
properti dan dibatasi dari
yang lain

permukaan bagian.
sistem
Dan
bagian
sistem homogen
terdiri dari satu fasa.
Sistem heterogen
Sistem heterogen

Inti dari reaksi kimia direduksi menjadi pemutusan ikatan pada awalnya
zat dan munculnya ikatan baru dalam produk reaksi. Di mana
jumlah atom dari setiap unsur sebelum dan sesudah reaksi tetap
permanen.
energi,
pengambilalihan
Karena pembentukan ikatan terjadi dengan pelepasan, dan pemutusan ikatan -
Dengan
ditemani
efek energi. Jelas, jika obligasi dirusak dalam aslinya
zat kurang tahan lama dibandingkan yang terbentuk dalam produk reaksi, maka energi
menonjol dan sebaliknya. Energi biasanya dilepaskan dan diserap dalam bentuk
kehangatan.
bahan kimia
Itu
reaksi
Gagasan tentang transformasi dikaitkan dengan kecepatan reaksi kimia
zat
V
skala industri. Doktrin kecepatan dan mekanisme kimia
reaksi disebut kinetika kimia.
efisiensi produksi mereka
ekonomis
Juga
A
Laju reaksi kimia adalah perubahan
konsentrasi salah satu reaktan per satuan waktu
dengan volume sistem tidak berubah.

Mari kita pertimbangkan secara umum laju reaksi yang berlangsung
persamaan:
Saat zat A dikonsumsi, laju reaksi menurun (karena
ditunjukkan pada gambar. 4.1). Oleh karena itu laju reaksi dapat
ditentukan hanya untuk jangka waktu tertentu. Sejak konsentrasi
zat A pada waktu T1 diukur dengan c1, dan pada waktu T2 -
nilai C2, maka dalam kurun waktu tertentu terjadi perubahan konsentrasi suatu zat
akan menjadi ∆C \u003d c2 - c1, dari mana laju reaksi rata-rata (u) akan ditentukan:

Laju reaksi kimia
Laju reaksi kimia
(untuk sistem homogen)


tvv



cV
A+B=D+G
A+B=D+G
CV.


T

t = 10 detik
C0 = 0,5 mol/l
C1 = 5 mol/l
v
5,05

10

45,0
tikus tanah

sl

Laju reaksi kimia
A+B=D+G
A+B=D+G
C0 = 2 mol/l
C1 = 0,5 mol/l
t = 10 detik
v
25,0

10

15,0
tikus tanah

sl
CV.


T



tSv


(untuk sistem homogen)
v
25,0

10

15,0
tikus tanah

sl
(untuk sistem heterogen)

Faktor dari mana
kecepatan tergantung
reaksi
Sifat reaktan
 Sifat reaktan
Konsentrasi zat di
 Konsentrasi zat dalam
sistem
sistem
Luas permukaan (untuk
 Luas permukaan (untuk
sistem heterogen)
sistem heterogen)
Suhu
 Suhu
Ketersediaan katalis
 Kehadiran katalis

1. Pengaruh konsentrasi reaktan.
Agar interaksi kimia zat A dan B berlangsung, molekulnya
(partikel) harus bertabrakan. Semakin banyak tabrakan, semakin cepat
reaksi. Jumlah tumbukan semakin besar, semakin tinggi konsentrasi bereaksi
zat. Oleh karena itu, berdasarkan bahan percobaan yang luas,
hukum dasar kinetika kimia, yang menetapkan ketergantungan kecepatan
reaksi dari konsentrasi reaktan:
laju reaksi kimia sebanding dengan produk
konsentrasi reaktan.
Untuk reaksi (I), hukum ini dinyatakan dengan persamaan
v = kA sv,
di mana CA dan Sv adalah konsentrasi zat A dan B, mol/l; k - koefisien
proporsionalitas, yang disebut konstanta laju reaksi. Hukum dasar
Kinetika kimia sering disebut sebagai hukum aksi massa.

2. Pengaruh
suhu
Jacob van't Hoff
Jacob van't Hoff
(18521911)
(18521911)

aturan Van't Hoff
Saat sistem dipanaskan sebesar 10 ˚С, kecepatannya
reaksi meningkat 2-4 kali lipat
 - koefisien suhu
Van't Hoff.
t
 vv
10
0
100tvv

memberitahu molekul
memberitahu molekul
Energi yang Anda butuhkan
yang diperlukan
(partikel) bereaksi
(partikel) bereaksi
zat untuk diubah
zat untuk diubah
mereka menjadi aktif, disebut
ditelepon
mereka menjadi aktif
energi aktivasi
energi aktivasi
EEA - kJ / mol
a - kJ / mol

Pada contoh reaksi dalam bentuk umum:
A2 + B2 \u003d 2AB.
Sumbu y mencirikan potensi
energi sistem, sumbu absis adalah jalannya reaksi:
keadaan awal -* keadaan transisi
-* kondisi akhir.
Sehingga reaktan A2 dan B2
membentuk produk reaksi AB, seharusnya
mengatasi penghalang energi C (Gbr. 4.2).
Ini mengkonsumsi energi aktivasi Ed, untuk
nilai yang meningkatkan energi sistem.
Pada
selama reaksi partikel
reaktif
terbentuk
menengah tidak stabil
pengelompokan,
disebut keadaan transisi atau
kompleks teraktivasi (pada titik C),
keruntuhan berikutnya yang mengarah ke
pembentukan produk akhir AB.
zat
ini

Mekanisme reaksi dapat diwakili oleh diagram
Jika selama penguraian kompleks yang diaktifkan
melepaskan lebih banyak energi daripada yang dibutuhkan
aktivasi partikel, reaksinya eksotermis.

Perkenalan. Perhitungan termodinamika memungkinkan untuk menyimpulkan bahwa proses ini dimungkinkan, untuk memilih kondisi untuk melakukan reaksi kimia, untuk menentukan komposisi kesetimbangan produk, untuk menghitung tingkat konversi zat awal yang dapat dicapai secara teoritis dan hasil produk. , serta efek energi (panas reaksi, panas perubahan keadaan agregasi), yang diperlukan untuk menyusun neraca energi dan penentuan biaya energi.

Konsep termodinamika yang paling penting adalah "panas proses" dan "kerja". Kuantitas yang mencirikan keadaan sistem termodinamika disebut parameter termodinamika. Ini termasuk: suhu, tekanan, volume spesifik, kepadatan, volume molar, energi internal spesifik. Kuantitas yang sebanding dengan massa (atau jumlah materi) dari sistem termodinamika disebut luas; ini adalah volume, energi internal, entalpi, entropi. Intensif kuantitas tidak bergantung pada massa sistem termodinamika, dan hanya mereka yang berfungsi sebagai parameter termodinamika sebagai keadaan. Ini adalah suhu, tekanan, dan luas besaran yang berhubungan dengan satuan massa, volume atau jumlah suatu zat. Mengubah parameter intensif untuk mempercepat proses kimia-teknologi disebut intensifikasi.

Dalam reaksi eksotermik, stok energi internal zat awal (U 1) lebih besar daripada produk yang dihasilkan (U 2). Perbedaan ∆U = U 1 - U 2 diubah menjadi bentuk panas. Sebaliknya, dalam reaksi endotermik, karena penyerapan sejumlah panas tertentu, energi dalam zat meningkat (U 2 > U 1). ∆U dinyatakan dalam J / mol atau dalam perhitungan teknis disebut 1 kg atau 1 m 3 (untuk gas). Studi tentang efek termal dari reaksi atau keadaan agregasi, atau pencampuran, pembubaran ditangani oleh bagian kimia fisik atau termodinamika kimia - termokimia. Dalam persamaan termokimia, efek panas dari reaksi ditunjukkan. Misal: C (grafit) + O 2 \u003d CO 2 + 393,77 kJ / mol. Panas dekomposisi memiliki tanda yang berlawanan. Tabel digunakan untuk mendefinisikannya. Menurut D.P. Konovalov, panas pembakaran ditentukan dari rasio: Q bakar = 204,2n + 44,4m + ∑x (kJ / mol), di mana n adalah jumlah mol oksigen yang dibutuhkan untuk pembakaran sempurna 1 mol zat tertentu, m adalah jumlah mol air yang terbentuk selama pembakaran 1 mol zat, ∑x adalah koreksi konstan untuk deret homolog yang diberikan. Semakin tidak terbatas, semakin banyak ∑x.

Untuk asetilena hidrokarbon ∑x=213 kJ/mol. Untuk etilen hidrokarbon ∑x=87,9 kJ/mol. Untuk hidrokarbon jenuh ∑x=0. Jika molekul senyawa memiliki gugus fungsi dan jenis ikatan yang berbeda, maka sifat termalnya dicari dengan penjumlahan.

Efek termal dari suatu reaksi sama dengan jumlah panas pembentukan produk reaksi dikurangi jumlah panas pembentukan zat awal, dengan mempertimbangkan jumlah mol semua zat yang berpartisipasi dalam reaksi. Misalnya, untuk reaksi umum: n 1 A + n 2 B \u003d n 3 C + n 4 D + Q x efek termal: Q x \u003d (n 3 Q Carr + n 4 Q Darr) - (n 1 Q A arr + n 2 Q B arr)

Efek termal dari suatu reaksi sama dengan jumlah panas pembakaran zat awal dikurangi jumlah panas pembakaran produk reaksi, dengan mempertimbangkan jumlah mol semua reaktan. Untuk reaksi umum yang sama:

Q x \u003d (n 1 Q A bakar + n 2 Q B bakar) - (n 3 Q C bakar + n 4 Q D bakar)

Kemungkinan jalannya reaksi kesetimbangan ditentukan oleh konstanta kesetimbangan termodinamika, yang ditentukan oleh:

К р = e - ∆ G º/(RT) = e - ∆ H º/ RT ∙ e ∆ S º/ R Analisis pernyataan ini menunjukkan bahwa untuk reaksi endotermik (Q< 0, ∆Hº > 0) dengan penurunan entropi (∆Sº< 0) самопроизвольное протекание реакции невозможно так как – ∆G > 0. Berikut ini, pendekatan termodinamika untuk reaksi kimia akan dipertimbangkan secara lebih rinci.

Kuliah 4

Hukum dasar termodinamika. Hukum pertama termodinamika. Kapasitas panas dan entalpi. Entalpi reaksi. Entalpi pembentukan senyawa. Entalpi pembakaran. Hukum Hess dan entalpi reaksi.

Hukum pertama termodinamika: perubahan energi dalam (∆E) sistem sama dengan kerja gaya luar (A′) ditambah jumlah panas yang ditransfer (Q): 1)∆E=A′+Q; atau (tipe 2) 2)Q=∆E+A – jumlah kalor yang dipindahkan ke sistem (Q) yang digunakan untuk mengubah energi dalam (∆E) dan kerja (A) yang dilakukan oleh sistem. Ini adalah salah satu jenis hukum kekekalan energi. Jika perubahan keadaan sistem sangat kecil, maka: dQ=dE+δA - catatan untuk perubahan kecil (δ). Untuk gas (ideal) δА=pdV. Pada proses isokorik δA=0, maka δQ V =dE, karena dE=C V dT, maka δQ V =C V dT, dimana C V adalah kapasitas kalor pada volume konstan. Dalam rentang suhu yang kecil, kapasitas panasnya konstan, oleh karena itu Q V =C V ∆T. Dari persamaan ini, dimungkinkan untuk menentukan kapasitas kalor sistem dan kalor proses. C V - menurut hukum Joule-Lenz. Dalam proses isobarik yang berlangsung tanpa usaha yang berguna, mengingat bahwa p adalah konstan dan dapat dikeluarkan dari tanda kurung di bawah tanda diferensial, yaitu δQ P =dE+pdV=d(E+pV)=dH, di sini H adalah entalpi dari sistem. Entalpi adalah jumlah dari energi internal (E) dari sistem dan produk dari tekanan dan volume. Jumlah panas dapat dinyatakan dalam kapasitas panas isobarik (С Р): δQ P =С Р dT, Q V =∆E(V = const) dan Q P =∆H(p = const) - setelah generalisasi. Oleh karena itu, jumlah panas yang diterima oleh sistem secara unik ditentukan oleh perubahan beberapa fungsi keadaan (entalpi) dan hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir sistem dan tidak bergantung pada bentuk jalur yang dilalui proses tersebut. dikembangkan. Ketentuan ini mendasari pertimbangan masalah efek termal dari reaksi kimia.

Efek termal dari reaksi berhubungan dengan perubahan variabel kimia kuantitas panas, diperoleh oleh sistem di mana reaksi kimia berlangsung dan produk reaksi mengambil suhu reagen awal (sebagai aturan, Q V dan Q P).

Reaksi dengan efek termal negatif, yaitu dengan pelepasan panas ke lingkungan, disebut eksotermik. Reaksi dengan positif efek termal, yaitu, pergi dengan penyerapan panas dari lingkungan, disebut endotermik.

Persamaan reaksi stoikiometri menjadi: (1) ∆H=∑b J H J - ∑a i H i atau ∆H=∑y i H i ; j adalah simbol produk, i adalah simbol reagen.

Posisi ini disebut hukum Hess: kuantitas Е i , H i adalah fungsi dari keadaan sistem dan, akibatnya, ∆H dan ∆Е, dan dengan demikian efek termal Q V dan Q р (Q V =∆Е, Q р =∆H) hanya bergantung pada apa zat bereaksi dalam kondisi tertentu dan produk apa yang diperoleh, tetapi tidak bergantung pada jalur di mana proses kimia berlangsung (mekanisme reaksi).

Dengan kata lain, entalpi reaksi kimia sama dengan jumlah entalpi pembentukan komponen reaksi dikalikan dengan koefisien stoikiometri komponen yang sesuai, diambil dengan tanda plus untuk produk dan dengan tanda minus untuk zat awal. Mari kita temukan sebagai contoh∆H untuk reaksi PCl 5 +4H 2 O=H 3 PO 4 +5HCl (2)

Nilai tabular dari entalpi pembentukan komponen reaksi masing-masing untuk PCl 5 - 463 kJ / mol, untuk air (cair) - 286,2 kJ / mol, untuk H 3 PO 4 - 1288 kJ / mol, untuk HCl (gas) - 92,4 kJ / mol. Mengganti nilai-nilai ini ke dalam rumus: Q V =∆E, kita mendapatkan:

∆H=-1288+5(-92.4)–(-463)–4(-286.2)=-142kJ/mol

Untuk senyawa organik, seperti halnya untuk CO, mudah dilakukan proses pembakaran menjadi CO 2 dan H 2 O. Persamaan stoikiometri pembakaran suatu senyawa organik dengan komposisi C m H n O p dapat dituliskan sebagai :

(3) C m H n O p + (p-m-n / 4) O 2 \u003d mCO 2 + n / 2 H 2 O

Oleh karena itu, entalpi pembakaran menurut (1) dapat dinyatakan dalam bentuk entalpi pembentukannya dan pembentukan CO 2 dan H 2 O:

∆H sg =m∆H CO 2 +n/2 ∆H H 2 O -∆H CmHnOp

Setelah menentukan kalor pembakaran senyawa yang diteliti dengan bantuan kalorimeter dan mengetahui ∆H CO 2 dan ∆H H 2 O , dapat dicari entalpi pembentukannya.

hukum Hess memungkinkan Anda menghitung entalpi reaksi apa pun, jika untuk setiap komponen reaksi diketahui salah satu karakteristik termodinamika - entalpi pembentukan senyawa dari zat sederhana. Entalpi pembentukan senyawa dari zat sederhana dipahami sebagai ∆H dari reaksi yang mengarah ke pembentukan satu mol senyawa dari unsur-unsur yang diambil dalam keadaan khas agregasi dan modifikasi alotropik.

Kuliah 5

Hukum kedua termodinamika. Entropi. fungsi Gibbs. Perubahan fungsi Gibbs selama reaksi kimia. konstanta kesetimbangan dan fungsi Gibbs. Estimasi termodinamika probabilitas reaksi.

Hukum kedua termodinamika disebut pernyataan bahwa tidak mungkin membuat mesin gerak abadi jenis kedua. Hukum diperoleh secara empiris dan memiliki dua formulasi yang setara satu sama lain:

a) suatu proses tidak mungkin, hasil satu-satunya adalah transformasi semua panas yang diterima dari benda tertentu menjadi kerja yang setara dengannya;

b) suatu proses tidak mungkin, hasil satu-satunya adalah perpindahan energi dalam bentuk panas dari benda yang kurang panas ke benda yang lebih panas.

Fungsi δQ/T adalah diferensial total dari beberapa fungsi S: dS=(δQ/T) arr (1) – fungsi S ini disebut entropi benda.

Di sini Q dan S sebanding satu sama lain, yaitu dengan peningkatan (Q) (S) - peningkatan, dan sebaliknya. Persamaan (1) sesuai dengan proses kesetimbangan (reversibel). Jika prosesnya non-ekuilibrium, maka entropinya meningkat, maka (1) ditransformasikan:

dS≥(δQ/T)(2) Jadi, ketika proses nonequilibrium terjadi, entropi sistem meningkat. Jika (2) disubstitusi ke dalam hukum termodinamika pertama, kita mendapatkan: dE≤TdS-δA. Biasanya ditulis dalam bentuk: dE≤TdS-δA'-pdV, jadi: δA'≤-dE+TdS-pdV, di sini pdV adalah kerja ekspansi kesetimbangan, δA' adalah kerja yang bermanfaat. Integrasi kedua bagian ketidaksetaraan ini untuk proses isokorik-isotermal mengarah pada ketidaksetaraan: A'V≤-∆E+T∆S(3). Dan integrasi untuk proses isobarik-isotermal (Т=const, p=const) menghasilkan ketidaksetaraan:

A’ P ≤ - ∆E+T∆S – p∆V=-∆H + T∆S (4)

Bagian kanan (3 dan 4) dapat ditulis sebagai perubahan beberapa fungsi, masing-masing:

F=E-TS(5) dan G=E-TS+pV; atau G=H-TS (6)

F adalah energi Helmholtz dan G adalah energi Gibbs, maka (3 dan 4) dapat ditulis A’ V ≤-∆F (7) dan A’ P ≤-∆G (8). Hukum kesetaraan sesuai dengan proses keseimbangan. Dalam hal ini, kerja yang paling berguna dilakukan, yaitu (A’ V) MAX = -∆F, dan (A’P) MAX = -∆G. F dan G masing-masing disebut potensial isokorik-isotermal dan isobarik-isotermal.

Kesetimbangan reaksi kimia dicirikan oleh suatu proses (termodinamika) di mana sistem melewati serangkaian keadaan kesetimbangan yang berkelanjutan. Masing-masing keadaan ini dicirikan oleh parameter termodinamika yang tidak berubah-ubah (dalam waktu) dan tidak adanya aliran materi dan panas dalam sistem. Keadaan kesetimbangan dicirikan oleh sifat dinamis dari kesetimbangan, yaitu persamaan proses langsung dan balik, nilai minimum energi Gibbs dan energi Helmholtz (yaitu, dG=0 dan d2G>0; dF =0 dan d 2 F>0). Dalam kesetimbangan dinamis, laju reaksi maju dan mundur adalah sama. Persamaan juga harus diperhatikan:

µ J dn J = 0, di mana µ J =(ðG/ðn J) T , P , h =G J adalah potensial kimia dari komponen J; n J adalah jumlah komponen J (mol). Nilai µJ yang besar menunjukkan reaktivitas partikel yang tinggi.

∆Gº=-RTLnK hal(9)

Persamaan (9) disebut persamaan isoterm van't Haff. Nilai ∆Gº dalam tabel dalam literatur referensi untuk ribuan senyawa kimia.

K p \u003d e - ∆ G º / (RT) \u003d e - ∆ H º / RT ∙ e ∆ S º / R (11). Dari (11) seseorang dapat memberikan perkiraan termodinamika dari probabilitas terjadinya reaksi. Jadi, untuk reaksi eksotermik (∆Нº<0), протекающих с возрастанием энтропии, К р >1, dan ∆G<0, то есть реакция протекает самопроизвольно. Для экзотермических реакций (∆Нº>0) dengan penurunan entropi (∆Sº>0), aliran spontan dari proses tidak mungkin terjadi.

Jika ∆Hº dan ∆Sº memiliki tanda yang sama, probabilitas termodinamika dari proses yang berlangsung ditentukan oleh nilai spesifik ∆Hº, ∆Sº dan Tº.

Pertimbangkan, dengan menggunakan contoh reaksi sintesis amonia, efek gabungan dari ∆Н o dan ∆S o pada kemungkinan implementasi proses:

Untuk reaksi ini, ∆Н o 298 = -92,2 kJ / mol, ∆S o 298 = -198 J / (mol * K), T∆S o 298 = -59 kJ / mol, ∆G o 298 = -33, 2kJ/mol.

Dapat dilihat dari data yang diberikan bahwa perubahan entropi adalah negatif dan tidak mendukung reaksi, tetapi pada saat yang sama, proses tersebut dicirikan oleh efek entalpi negatif yang besar ∆Hº, yang memungkinkan proses tersebut. Dengan kenaikan suhu, reaksi, seperti yang ditunjukkan oleh data kalorimetrik, menjadi lebih eksotermik (pada T=725K, ∆H=-113kJ/mol), tetapi dengan nilai negatif ∆Sо, kenaikan suhu sangat mengurangi kemungkinan terjadinya proses.

Kirim karya bagus Anda di basis pengetahuan itu sederhana. Gunakan formulir di bawah ini

Pelajar, mahasiswa pascasarjana, ilmuwan muda yang menggunakan basis pengetahuan dalam studi dan pekerjaan mereka akan sangat berterima kasih kepada Anda.

Diposting di http://www.allbest.ru/

Diposting di http://www.allbest.ru/

Probabilitas termodinamika dari berbagai arah reaksi kompleks dalam proses pemurnian minyak

Sesuai dengan persamaan Gibbs, probabilitas termodinamika dari suatu reaksi kimia ditentukan oleh tanda dan besarnya perubahan energi bebas Gibbs (potensial isobarik-isotermal, entalpi bebas). Perubahan energi Gibbs terkait dengan konstanta kesetimbangan reaksi dengan rumus berikut:

reaksi kimia penyulingan minyak termodinamika

di mana K p adalah tetapan kesetimbangan,

K p \u003d K 1 /K 2, (K 1 dan K 2 adalah konstanta laju reaksi maju dan mundur); - perubahan energi Gibbs;

R adalah konstanta gas;

T - suhu, K.

Jika K 1 > K 2 (yaitu reaksi menuju pembentukan produk), maka K p > 1 dan ln K p > 0, yaitu< 0.

Ini mengikuti dari persamaan bahwa nilai negatif (pada suhu rendah T dan tekanan P) adalah kondisi terjadinya reaksi kimia secara spontan. Selain itu, semakin besar nilai absolut dari nilai negatif, semakin tinggi kemungkinan reaksi ini.

Diketahui bahwa nilainya meningkat dengan bertambahnya berat molekul hidrokarbon (kecuali asetilena) dan temperatur. Akibatnya, hidrokarbon dengan berat molekul tinggi, yang memiliki potensi pembentukan tinggi, secara termal kurang stabil dan lebih rentan terhadap reaksi dekomposisi, terutama pada suhu tinggi.

Untuk menilai probabilitas termodinamika dari reaksi tertentu, besarnya perubahan energi bebas sebagai akibat dari reaksi digunakan.

Energi bebas adalah bagian energi dalam sistem yang dapat diubah menjadi usaha. Reaksi dapat bersifat reversibel atau ireversibel. Reaksi reversibel, yang, tergantung pada kondisinya, bergerak ke satu arah atau berlawanan meliputi:

1. Pembentukan hidrokarbon paling sederhana dari unsur-unsur dan penguraian hidrokarbon;

2. Hidrogenasi olefin - dehidrogenasi parafin;

3. Hidrogenasi aromatik - dehidrogenasi naften beranggota enam;

4. Kondensasi hidrokarbon aromatik;

5. Isomerisasi.

Banyak reaksi: perengkahan, kokas, polimerisasi tidak dapat diubah.

Untuk reaksi reversibel, setiap nilai kondisi eksternal (suhu dan tekanan) sesuai dengan keadaan tertentu dari sistem kesetimbangan, ditandai dengan rasio tertentu dari jumlah zat awal dan produk reaksi. Keadaan kesetimbangan ini diperkirakan dengan konstanta kesetimbangan.

Probabilitas termodinamika dari setiap reaksi (termasuk ireversibel) ditentukan oleh tanda perubahan nilai energi bebas reaksi G (jika nilai G untuk reaksi isotermal diketahui dan jika nilai ini ternyata positif , reaksi secara termodinamika tidak mungkin dalam arah yang ditunjukkan.Jika nilainya negatif, maka proses dapat berlangsung, dan sebenarnya sedang terjadi, meskipun hanya dengan laju yang sangat lambat.

Mengambil nilai dari tabel nilai energi bebas pembentukan dari unsur-unsur zat awal dan akhir G pada suhu berapa pun dan menentukan perubahan energi bebas reaksi G untuk suhu ini, kami memperoleh koefisien A dan B dalam persamaan

G T \u003d A + BT,

G \u003d 0, maka ini adalah batas suhu probabilitas termodinamika reaksi: yang lebih rendah, jika?G meningkat dengan peningkatan T, dan yang atas, jika?G meningkat dengan peningkatan suhu. Untuk reaksi reversibel, reaksi juga terjadi pada suhu di luar probabilitas termodinamika, tetapi dengan kedalaman yang lebih kecil dari reaksi sebaliknya. Namun, untuk reaksi reversibel, hasil dapat diubah dengan mengubah konsentrasi reaktan.

Probabilitas termodinamika dari reaksi kimia yang terjadi ditentukan oleh tanda dan besarnya perubahan energi bebas Gibbs (potensial isobarik-isotermal, entalpi bebas). Perubahan energi Gibbs terkait dengan konstanta kesetimbangan reaksi dengan rumus berikut:

ln Кp = - ?G/(RT),

di mana K p adalah tetapan kesetimbangan,

K p -- K 1 / K 2 y (K 1 dan K 2 -- tetapan laju reaksi langsung dan balik);

G adalah perubahan energi Gibbs;

konstanta R-gas;

T adalah suhu, K.

Jika K 1 > K 2 (yaitu reaksi berjalan searah dengan pembentukan produk), maka Kp > 1 dan lpKp > 0, yaitu ?G< 0.

Ini mengikuti dari persamaan bahwa nilai negatif?G (pada suhu rendah T dan tekanan P) adalah kondisi terjadinya reaksi kimia secara spontan. Selain itu, semakin besar nilai absolut dari nilai negatif?G, semakin tinggi kemungkinan reaksi ini.

Diketahui bahwa nilai ΔG meningkat seiring dengan peningkatan berat molekul hidrokarbon (kecuali asetilena) dan suhu. Akibatnya, hidrokarbon molekul tinggi, yang memiliki potensi energi pembentukan ΔG lebih tinggi, secara termal kurang stabil dan lebih rentan terhadap reaksi dekomposisi, terutama pada suhu tinggi.

Proses termal industri biasanya dilakukan di bawah tekanan dan disertai dengan reaksi homogen atau heterogen.

Pada prinsipnya, setiap proses termal pemurnian minyak disertai dengan reaksi endotermik dehidrogenasi dan dekomposisi hidrokarbon, dan reaksi eksotermik sintesis, polimerisasi, kondensasi, dll. Jenis reaksi ini berbeda tidak hanya dalam tanda efek termal, tetapi juga dalam ketergantungan suhu dari nilai energi bebas Gibbs. Untuk reaksi endotermik dekomposisi hidrokarbon, nilai ΔG menurun dengan meningkatnya suhu, dan untuk reaksi eksotermik meningkat, yaitu, reaksi dekomposisi adalah suhu tinggi secara termodinamika, dan reaksi sintesis adalah suhu rendah secara termodinamika. Kesimpulan serupa mengikuti prinsip Le Chatelier - Brown: peningkatan suhu berkontribusi pada aliran reaksi endotermik ke arah pembentukan produk, dan reaksi eksotermik ke arah yang berlawanan.

Dalam kisaran suhu 300--1200 ° C, di mana sebagian besar proses pemurnian minyak industri dilakukan, entalpi bebas bergantung secara linier pada suhu:

Dalam persamaan ini, nilai koefisien b meningkat dengan peningkatan efek termal dari reaksi (untuk reaksi endotermik, b > 0, dan untuk reaksi eksotermik, b< 0). В реакциях с небольшим тепловым эффектом (например, изомеризации или гидрокрекинга) ?G мало зависит от температуры. В реакциях же со значительным тепловым эффектом (выделение или поглощение) эта зависимость заметно значительнее.

Sesuai dengan prinsip Le Chatelier-Brown, tekanan memiliki pengaruh yang signifikan terhadap nilai tetapan laju reaksi. Pertumbuhannya mendorong reaksi dengan penurunan volume (terutama reaksi sintesis). Tekanan rendah mempercepat reaksi dekomposisi.

Memprediksi kemungkinan pembentukan satu atau beberapa produk dekomposisi selama proses termal juga dapat didasarkan pada data termodinamika, khususnya pada nilai energi pengikatan antar atom dalam molekul. Dengan demikian, analisis data entalpi pembentukan bebas memungkinkan kita menarik kesimpulan berikut tentang arah dekomposisi hidrokarbon.

Dalam alkana, energi pemutusan ikatan antara atom karbon ekstrim dan hidrogen paling tinggi pada metana (431 kJ/mol), dan berkurang dengan bertambahnya jumlah atom karbon menjadi 4 dan kemudian menjadi konstan (pada tingkat 394 kJ/mol ).

Dalam alkana normal, energi pemutusan ikatan antara atom hidrogen dan karbon yang terletak di dalam rantai secara bertahap berkurang menuju tengah rantai (hingga 360 kJ/mol).

Energi pelepasan atom hidrogen dari atom karbon sekunder, dan terutama tersier, agak lebih kecil daripada atom karbon primer.

Dalam molekul alkena, energi abstraksi atom hidrogen dari atom karbon dengan ikatan rangkap jauh lebih tinggi, dan dari atom karbon yang terkonjugasi dengan ikatan rangkap, jauh lebih rendah daripada energi ikatan C--H. dalam alkana.

Pada cincin naftenat, kekuatan ikatan C--H sama dengan ikatan atom karbon sekunder dengan hidrogen pada molekul alkana.

Dalam molekul benzena dan hidrokarbon alkilaromatik, energi ikatan antara atom karbon dalam cincin dan hidrogen sebanding dengan kekuatan ikatan C--H dalam metana, dan energi abstraksi hidrogen dari karbon yang terkonjugasi dengan cincin aromatik adalah jauh lebih rendah daripada energi ikatan C--H dalam alkana.

Energi pemutusan ikatan karbon-karbon dalam molekul semua kelas hidrokarbon selalu lebih rendah daripada energi ikatan C--H (sekitar 50 kJ/mol).

Dalam molekul alkana, panjang, struktur rantai, dan lokasi putusnya ikatan mempengaruhi energi pemutusan ikatan karbon-karbon secara kualitatif, serupa dengan pengaruhnya terhadap kekuatan ikatan C--H. Dengan demikian, ikatan antara atom karbon terluar melemah ketika jumlah atom karbon meningkat (dari 360 untuk etana menjadi 335 kJ/mol untuk pentana dan lebih tinggi), dan ikatan antara atom karbon internal melemah ketika jumlah atom karbon mendekati tengah rantai (hingga 310 kJ/mol ). Misalnya, energi pemutusan ikatan C--C dalam molekul n-oktana, tergantung pada lokasinya, berubah sebagai berikut: 335; 322; 314; 310; 314; 322; 335 kJ/mol.

Ikatan antara atom karbon primer selalu lebih kuat daripada ikatan C--C dalam kombinasi dengan atom karbon primer, sekunder (C w) dan tersier (C tr). Energi pemutusan ikatan karbon-karbon (D c - c) berkurang dengan urutan sebagai berikut:

D C - C > D C - C t > D C - C tr > D C t - C t > D C t - C tr > D C tr - C tr.

10. Dalam alkena, ikatan rangkap karbon-karbon jauh lebih kuat (tetapi kurang dari 2 kali) daripada ikatan C--C dalam alkana. Jadi, energi pemutusan ikatan C = C pada etilena adalah 500 kJ/mol. Namun, ikatan C--C yang terkonjugasi dengan rangkap dua (yaitu, terletak di posisi-b) jauh lebih lemah daripada ikatan C--C pada alkana.

11. Energi pemutusan ikatan karbon-karbon pada cincin siklopentana (293 kJ/mol) dan sikloheksana (310 kJ/mol) sedikit lebih kecil daripada ikatan C--C di tengah rantai heksana normal (318 kJ/mol).

12. Pada hidrokarbon alkilaromatik, ikatan karbon-karbon yang terkonjugasi dengan cincin aromatik (C--C ar) kurang kuat dibandingkan ikatan C--C pada alkana. Konjugasi dengan cincin aromatik mengurangi kekuatan ikatan karbon-karbon hingga hampir sama dengan konjugasi dengan ikatan rangkap. Konjugasi dengan beberapa cincin benzena semakin mengurangi kekuatan ikatan C-C.

13. Energi pecah (disosiasi) atom hidrogen dalam molekul hidrogen agak lebih tinggi daripada ikatan C--H pada metana yang paling tahan panas dan 435 kJ / mol.

14. Dari segi kekuatan, ikatan C--S pada merkaptan dan ikatan S--S pada disulfida sebanding dengan ikatan C--C pada alkana.

Jelas, selama termolisis bahan baku hidrokarbon, ikatan terlemah pertama-tama akan putus dan produk akan terbentuk terutama dengan energi bebas pembentukan yang lebih rendah. Dengan demikian, analisis termodinamika memungkinkan untuk memprediksi komposisi komponen dan menghitung konsentrasi kesetimbangan komponen dalam produk reaksi tergantung pada kondisi proses termal dan katalitik.

Skema (I-IV) dari transformasi kimia hidrokarbon selama termolisis ditunjukkan pada gambar. 1.

Beras. 1. Skema transformasi hidrokarbon selama termolisis bahan baku

Dihosting di Allbest.ru

...

Dokumen Serupa

Penentuan nilai kalor etilena. Perhitungan energi Gibbs dari reaksi dan kemungkinan dasarnya untuk melanjutkan. Perhitungan persiapan larutan garam dari konsentrasi yang diinginkan. Kompilasi persamaan ionik dari reaksi kimia. Proses korosi besi.

tes, ditambahkan 01/29/2014


Konsep dan jenis reaksi kompleks. Reaksi reversibel dari berbagai pesanan. Kasus paling sederhana dari dua reaksi paralel orde pertama yang tidak dapat diubah. Mekanisme dan tahapan reaksi berturut-turut. Fitur dan laju reaksi berantai dan gabungan.

kuliah, ditambahkan 02/28/2009


Etanol dan sifat-sifatnya. Perhitungan perubahan entropi reaksi kimia. Metode utama untuk memproduksi etanol. Sifat fisik dan kimia etilen. Perhitungan konstanta kesetimbangan. Menemukan efek termal dari reaksi dan menentukan kemungkinan terjadinya.

makalah, ditambahkan 11/13/2009


Efek termal dari reaksi kimia atau perubahan entalpi suatu sistem karena reaksi kimia. Pengaruh kondisi eksternal pada kesetimbangan kimia. Pengaruh tekanan, konsentrasi dan suhu pada posisi kesetimbangan. Jenis ikatan kimia.

abstrak, ditambahkan 13/01/2011


Kompilasi persamaan reaksi ionik. Penentuan persentase komponen paduan. Perhitungan perubahan energi Gibbs untuk reaksi kimia. Konstruksi diagram keadaan untuk sistem bismut-telurium. Menentukan keadaan sistem satu komponen.

tes, ditambahkan 12/09/2009


Ketergantungan reaksi kimia pada konsentrasi reaktan pada suhu konstan. Laju reaksi kimia dalam sistem heterogen. Pengaruh konsentrasi zat awal dan produk reaksi pada kesetimbangan kimia dalam sistem homogen.

tes, ditambahkan 04/04/2009


Perhitungan afinitas senyawa besi terhadap oksigen atmosfer pada konstanta kesetimbangan reaksi tertentu. Penentuan jumlah materi yang terurai selama pemanasan. Perhitungan tetapan kesetimbangan untuk reaksi CO+0,5O2=CO2 menggunakan energi Gibbs standar.

tes, ditambahkan 03/01/2008


Katalis modern yang digunakan dalam proses pemurnian minyak, kriteria untuk mengevaluasi keefektifannya dan fitur penggunaannya. Fondasi metodologis dari proses perengkahan katalitik. Penentuan hidrokarbon tak jenuh dalam fraksi minyak bumi.

makalah, ditambahkan 04/20/2016


Dalam sintesis organik, reaksi hidrogenasi melibatkan setiap molekul yang memiliki ikatan tak jenuh. Sintesis Fischer-Tropsch. Reaksi kebalikan dari hidrogenasi adalah proses dehidrogenasi dalam sintesis organik industri dan dalam proses pemurnian minyak.

abstrak, ditambahkan 28/01/2009


Konsep dan subjek studi kinetika kimia. Laju reaksi kimia dan faktor yang mempengaruhinya, metode pengukuran dan signifikansi untuk berbagai industri. Katalis dan inhibitor, perbedaan pengaruhnya terhadap reaksi kimia, aplikasi.