1. lekcija Ķīmiskā termodinamika. Ķīmiskā kinētika un katalīze PLĀNS 1. Termodinamikas pamatjēdzieni. 2. Termoķīmija. 3. Ķīmiskais līdzsvars. 4. Ķīmisko reakciju ātrums. 5. Temperatūras ietekme uz reakciju ātrumu. 6. Katalīzes fenomens. Sagatavoja: Ph.D., asociētais profesors. Ivanets L.M., as. Kozachok S.S. Farmaceitiskās ķīmijas katedras lektore Kozačoka Solomeja Stepanovna

Termodinamika - Termodinamika ir fizikas nozare, kas pēta dažādu enerģijas veidu savstarpējās transformācijas, kas saistītas ar enerģijas pāreju siltuma un darba formā. Termodinamikas lielā praktiskā nozīme ir tāda, ka tā ļauj aprēķināt reakcijas termiskos efektus, iepriekš norādīt uz reakcijas iespējamību vai neiespējamību, kā arī tās rašanās apstākļus.

Iekšējā enerģija Iekšējā enerģija ir visu sistēmas daļiņu (molekulu, atomu, elektronu) kinētiskā enerģija un to mijiedarbības potenciālā enerģija, papildus visas sistēmas kinētiskajai un potenciālajai enerģijai. Iekšējā enerģija ir stāvokļa funkcija, t.i. tās izmaiņas nosaka sistēmas dotie sākuma un beigu stāvokļi, un tā nav atkarīga no procesa ceļa: U = U 2 – U 1

Pirmais termodinamikas likums Enerģija nepazūd bez pēdām un nerodas no nekā, bet tikai pāriet no viena veida uz otru līdzvērtīgos daudzumos. Pirmā veida mūžīgā kustība, tas ir, periodiski strādājoša mašīna, kas veic darbu, netērējot enerģiju, nav iespējama. Q = U + W Jebkurā izolētā sistēmā kopējā energoapgāde nemainās. Q = U + W

Ķīmiskās reakcijas termiskais efekts pie konstantes V vai p nav atkarīgs no reakcijas ceļa, bet to nosaka izejvielu un reakcijas produktu raksturs un stāvoklis Hesa ​​likums H 1 H 2 H 3 H 4 Izejvielas, reakcija produkti H 1 = H 2 + H 3 + H 4 H 1 = H 2 + H 3 + H 4

Otrais termodinamikas likums, tāpat kā pirmais, ir gadsimtiem ilgas cilvēka pieredzes rezultāts. Ir dažādi otrā likuma formulējumi, taču tie visi nosaka spontāno procesu virzienu: 1. Siltums nevar spontāni pāriet no auksta ķermeņa uz karstu (Klausiusa postulāts). 2. Process, kura vienīgais rezultāts ir siltuma pārvēršana darbā, nav iespējams (Tomsona postulāts). 3. Nav iespējams izveidot periodisku iekārtu, kas tikai atdzesē termisko rezervuāru un darbojas (Planka pirmais postulāts). 4. Jebkuru enerģijas veidu var pilnībā pārvērst siltumā, bet siltumu tikai daļēji pārvērš cita veida enerģijā (Planka otrais postulāts).

Entropija ir stāvokļa termodinamiskā funkcija, tāpēc tās maiņa nav atkarīga no procesa ceļa, bet to nosaka tikai sistēmas sākuma un beigu stāvokļi. tad S 2 - S 1 = ΔS = S 2 - S 1 = ΔS = Entropijas fizikālā nozīme ir saistītās enerģijas daudzums, kas saistīts ar vienu grādu: izolētās sistēmās nosaka spontānu procesu plūsmas virzienu entropijas izmaiņu dēļ.

Raksturīgās funkcijas U – izohorizentropiskā procesa funkcija: dU = TdS – pdV. Patvaļīgam procesam: U 0 Н – izobāriski-izentropiska procesa funkcija: dН = TdS + Vdp Patvaļīgam procesam: Н 0 S – izolētas sistēmas funkcija Patvaļīgam procesam: S 0 Patvaļīgam procesam: S 0 F – izohoriski izotermiska procesa funkcija dF = dU – TdS. Patvaļīgam procesam: F 0 G – izobāriski izotermiska procesa funkcija: dG = dH- TdS Patvaļīgam procesam: G 0

Ķīmisko reakciju klasifikācija pēc posmu skaita Vienkāršās notiek vienā elementārā ķīmiskā aktā Sarežģītās notiek vairākos posmos Reversā reakcija A B Reversā reakcija: A B Paralēlā: B A C Secīgi: ABC Konjugāts: A D Konjugāts: A D C B E B E

Temperatūras ietekme uz reakciju ātrumu Temperatūras ietekme uz fermentatīvo reakciju ātrumu t t

Van't Hoff salīdzinājums: Zāļu derīguma termiņa aprēķins, izmantojot Van't Hoff "paātrinātās novecošanas" metodi: pie t 2 t 1 Temperatūras koeficients:

Sekcijas problēmu risināšana

Tēma “Ķīmiskā termodinamika un kinētika”, kas ietver ķīmiskās reakcijas ātrumu ietekmējošo apstākļu izpēti, skolas ķīmijas kursā parādās divas reizes – 9. un 11. klasē. Taču šī konkrētā tēma ir viena no grūtākajām un diezgan sarežģītākajām ne tikai “vidēja” skolēna izpratnei, bet pat dažu skolotāju, īpaši laukos strādājošo nespeciālistu, kuriem ķīmija ir papildus priekšmets, prezentācijai. ņemot vērā stundu, par kurām skolotājs uzkrāj likmi, un tāpēc ceru uz vairāk vai mazāk pieklājīgu atalgojumu.
Apstākļos, kad lauku skolās strauji samazinās skolēnu skaits, labi zināmu iemeslu dēļ skolotājs ir spiests būt vispārējs. Pēc 2-3 kursu apmeklēšanas viņš sāk mācīt priekšmetus, kas bieži vien ir ļoti tālu no viņa galvenās specialitātes.
Šī attīstība galvenokārt ir vērsta uz iesācējiem skolotājiem un priekšmetu speciālistiem, kuri ir spiesti mācīt ķīmiju tirgus ekonomikas apstākļos. Materiālā ietverti uzdevumi par neviendabīgu un homogēnu reakciju ātrumu atrašanu un reakcijas ātruma palielināšanu, palielinoties temperatūrai. Neskatoties uz to, ka šīs problēmas ir balstītas uz skolas materiālu, lai gan “vidējam” skolēnam tās ir grūti apgūt, vairākas no tām vēlams atrisināt ķīmijas stundā
11. klasei, un pārējo piedāvāt pulciņā vai izvēles stundā skolēniem, kuri savu turpmāko likteni plāno saistīt ar ķīmiju.
Papildus detalizēti analizētajām un ar atbildēm sniegtajām problēmām šajā izstrādē ir ietverts teorētiskais materiāls, kas palīdzēs ķīmijas skolotājam, galvenokārt nespeciālistam, izprast šīs sarežģītās tēmas būtību vispārējā ķīmijas kursā.
Pamatojoties uz piedāvāto materiālu, atkarībā no klases skolēnu spējām var izveidot savu versiju par stundu-lekciju un piedāvāto teorētisko daļu var izmantot apgūstot šo tēmu gan 9., gan 11. klasē.
Visbeidzot, šajā izstrādē ietvertais materiāls būs noderīgs absolventam, kas gatavojas iestāties universitātē, tostarp tajā, kurā ķīmija ir galvenais priekšmets, lai veiktu patstāvīgu analīzi.

Teorētiskā daļa par tēmu
"Ķīmiskā termodinamika un kinētika"

Apstākļi, kas ietekmē ķīmiskās reakcijas ātrumu

1. Ķīmiskās reakcijas ātrums ir atkarīgs no reaģējošo vielu īpašībām.

PIEMĒRI.

Metāliskais nātrijs, kas pēc būtības ir sārmains, spēcīgi reaģē ar ūdeni, izdalot lielu daudzumu siltuma, atšķirībā no cinka, kas pēc būtības ir amfotērisks, kas reaģē ar ūdeni lēni un sildot:

Dzelzs pulveris enerģiskāk reaģē ar stipru minerālu sālsskābi nekā ar vāju organisko etiķskābi:

2. Ķīmiskās reakcijas ātrums ir atkarīgs no reaģentu koncentrācijas gan izšķīdinātā, gan gāzveida stāvoklī.

PIEMĒRI.

Tīrā skābeklī sērs deg enerģiskāk nekā gaisā:

Magnija pulveris daudz spēcīgāk reaģē ar 30% sālsskābes šķīdumu nekā ar 1% šķīdumu:

3. Ķīmiskās reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls reaģējošo vielu virsmas laukumam agregācijas cietā stāvoklī.

PIEMĒRI.

Ogles gabalu (oglekli) ir ļoti grūti aizdedzināt ar sērkociņu, bet ogles putekļi sadeg sprādzienbīstami:

C + O 2 = CO 2.

Alumīnijs granulu veidā kvantitatīvi nereaģē ar joda kristālu, bet sasmalcināts jods enerģiski savienojas ar alumīniju pulvera veidā:

4. Ķīmiskās reakcijas ātrums ir atkarīgs no temperatūras, kurā process notiek.

PIEMĒRS

Par katru 10 °C temperatūras paaugstināšanos vairums ķīmisko reakciju ātrums palielinās 2–4 reizes. Īpašu ķīmiskās reakcijas ātruma pieaugumu nosaka īpašs temperatūras koeficients (gamma).

Aprēķināsim, cik reizes palielināsies reakcijas ātrums:

2NO + O 2 = 2NO 2,

ja temperatūras koeficients ir 3 un procesa temperatūra ir palielinājusies no 10 °C līdz 50 °C.

Temperatūras izmaiņas ir šādas:

t= 50 °C – 10 °C = 40 °C.

Mēs izmantojam formulu:

kur ir ķīmiskās reakcijas ātrums paaugstinātā temperatūrā, ir ķīmiskās reakcijas ātrums sākotnējā temperatūrā.

Līdz ar to ķīmiskās reakcijas ātrums, temperatūrai paaugstinoties no 10 °C līdz 50 °C, palielināsies 81 reizi.

5. Ķīmiskās reakcijas ātrums ir atkarīgs no noteiktu vielu klātbūtnes.

Katalizators ir viela, kas paātrina ķīmiskās reakcijas gaitu, bet netiek patērēta reakcijas laikā. Katalizators pazemina ķīmiskās reakcijas aktivācijas barjeru.

Inhibitors ir viela, kas palēnina ķīmiskās reakcijas norisi, bet netiek patērēta reakcijas procesā.

PIEMĒRI.

Katalizators, kas paātrina šo ķīmisko reakciju, ir mangāna (IV) oksīds.

Katalizators, kas paātrina šo ķīmisko reakciju, ir sarkanais fosfors.

Inhibitors, kas palēnina šīs ķīmiskās reakcijas gaitu, ir organiska viela - metenamīns (heksametilēntetramīns).

Viendabīgas ķīmiskās reakcijas ātrumu mēra ar vielas molu skaitu, kas reaģēja vai veidojās reakcijas rezultātā laika vienībā uz tilpuma vienību:

kur homog ir ķīmiskās reakcijas ātrums viendabīgā sistēmā, ir molu skaits vienai no reakcijā iesaistītajām vielām vai kādas reakcijas rezultātā radušās vielām, V- apjoms,
t– laiks, – vielas molu skaita izmaiņas reakcijas laikā t.

Tā kā vielas molu skaita attiecība pret sistēmas tilpumu atspoguļo koncentrāciju Ar, Tas

Tātad:

Viendabīgas ķīmiskās reakcijas ātrumu mēra mol/(l s).

Ņemot to vērā, var sniegt šādu definīciju:

homogēnas ķīmiskās reakcijas ātrums ir vienāds ar vienas no reakcijā iesaistītajām vielām vai vienas reakcijas rezultātā radušās vielas koncentrācijas izmaiņām laika vienībā.

Ja reakcija notiek starp vielām neviendabīgā sistēmā, tad reaģējošās vielas nesaskaras viena ar otru visā tilpumā, bet tikai uz cietās vielas virsmas. Piemēram, kad kristāliskā sēra gabals deg, skābekļa molekulas reaģē tikai ar tiem sēra atomiem, kas atrodas uz gabala virsmas. Sasmalcinot sēra gabalu, palielinās reaģējošās virsmas laukums un palielinās sēra sadegšanas ātrums.

Šajā sakarā neviendabīgas ķīmiskās reakcijas ātruma definīcija ir šāda:

Neviendabīgas ķīmiskās reakcijas ātrumu mēra ar vielas molu skaitu, kas reaģēja vai veidojās reakcijas rezultātā laika vienībā uz virsmas vienības:

Kur S- virsmas laukums.

Neviendabīgas ķīmiskās reakcijas ātrumu mēra mol/(cm 2 s).

Uzdevumi par tēmu
"Ķīmiskā termodinamika un kinētika"

1. Ķīmisko reakciju traukā tika ievadīti 4 moli slāpekļa (II) oksīda un skābekļa pārpalikums. Pēc 10 sekundēm slāpekļa oksīda(II) vielas daudzums izrādījās 1,5 mol. Atrodiet šīs ķīmiskās reakcijas ātrumu, ja ir zināms, ka trauka tilpums ir 50 litri.

2. Metāna daudzums traukā ķīmisko reakciju veikšanai ir 7 mol. Tvertnē tika ievadīts pārmērīgs skābeklis, un maisījums tika eksplodēts. Eksperimentāli tika noskaidrots, ka pēc 5 sekundēm metāna vielas daudzums samazinājās 2 reizes. Atrodiet šīs ķīmiskās reakcijas ātrumu, ja ir zināms, ka trauka tilpums ir 20 litri.

3. Sākotnējā sērūdeņraža koncentrācija gāzes sadedzināšanas traukā bija 3,5 mol/l. Tvertnē tika ievadīts pārmērīgs skābeklis, un maisījums tika eksplodēts. Pēc 15 sekundēm sērūdeņraža koncentrācija bija 1,5 mol/l. Atrodiet šīs ķīmiskās reakcijas ātrumu.

4. Sākotnējā etāna koncentrācija gāzes sadedzināšanas traukā bija 5 mol/L. Tvertnē tika ievadīts pārmērīgs skābeklis, un maisījums tika eksplodēts. Pēc 12 sekundēm etāna koncentrācija bija 1,4 mol/l. Atrodiet šīs ķīmiskās reakcijas ātrumu.

5. Sākotnējā amonjaka koncentrācija gāzes sadedzināšanas traukā bija 4 mol/l. Tvertnē tika ievadīts pārmērīgs skābeklis, un maisījums tika eksplodēts. Pēc 3 sekundēm amonjaka koncentrācija bija 1 mol/l. Atrodiet šīs ķīmiskās reakcijas ātrumu.

6. Sākotnējā oglekļa monoksīda (II) koncentrācija gāzes sadedzināšanas traukā bija 6 mol/l. Tvertnē tika ievadīts pārmērīgs skābeklis, un maisījums tika eksplodēts. Pēc 5 sekundēm oglekļa (II) monoksīda koncentrācija tika samazināta uz pusi. Atrodiet šīs ķīmiskās reakcijas ātrumu.

7. Sēra gabals ar reaģējošo virsmu 7 cm 2 tika sadedzināts skābeklī, veidojot sēra (IV) oksīdu. 10 s laikā sēra vielas daudzums samazinājās no 3 mol līdz 1 mol. Atrodiet šīs ķīmiskās reakcijas ātrumu.

8. Oglekļa gabals ar reaģējošo virsmu 10 cm 2 tika sadedzināts skābeklī, veidojot oglekļa monoksīdu (IV). 15 sekundēs oglekļa vielas daudzums samazinājās no 5 moliem līdz 1,5 moliem. Atrodiet šīs ķīmiskās reakcijas ātrumu.

9. Magnija kubs ar kopējo reaģējošo virsmu 15 cm 2 un vielas daudzumu
Skābekļa pārpalikumā sadega 6 kurmji. Turklāt 7 sekundes pēc reakcijas sākuma magnija vielas daudzums izrādījās vienāds ar 2 mol. Atrodiet šīs ķīmiskās reakcijas ātrumu.

10. Skābekļa pārpalikumā tika sadedzināts kalcija stienis ar kopējo reaģējošo virsmu 12 cm 2 un vielas daudzumu 7 moli. Turklāt 10 s pēc reakcijas sākuma kalcija vielas daudzums izrādījās 2 reizes mazāks. Atrodiet šīs ķīmiskās reakcijas ātrumu.

Risinājumi un atbildes

1 (NO) = 4 moli,

O 2 – pārpalikums,

t 2 = 10 s,

t 1 = 0 s,

2 (NO) = 1,5 mol,

Atrast:

Risinājums

2NO + O 2 = 2NO 2.

Izmantojot formulu:

R-cijas = (4 – 1,5)/(50 (10 – 0)) = 0,005 mol/(l s).

Atbilde. r-tion = 0,005 mol/(l s).

2.

1 (CH4) = 7 moli,

O 2 – pārpalikums,

t 2 = 5 s,

t 1 = 0 s,

2 (CH4) = 3,5 moli,

Atrast:

Risinājums

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O.

Izmantojot formulu:

Noskaidrosim šīs ķīmiskās reakcijas ātrumu:

R-cijas = (7 – 3,5)/(20 (5 – 0)) = 0,035 mol/(l s).

Atbilde. r-tion = 0,035 mol/(l s).

3.

s1 (H2S) = 3,5 mol/l,

O 2 – pārpalikums,

t 2 = 15 s,

t 1 = 0 s,

Ar 2 (H2S) = 1,5 mol/l.

Atrast:

Risinājums

2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O.

Izmantojot formulu:

Noskaidrosim šīs ķīmiskās reakcijas ātrumu:

R-cijas = (3,5 – 1,5)/(15 – 0) = 0,133 mol/(l s).

Atbilde. r-tion = 0,133 mol/(l s).

4.

c 1 (C 2 H 6) = 5 mol/l,

O 2 – pārpalikums,

t 2 = 12 s,

t 1 = 0 s,

c 2 (C2H6) = 1,4 mol/l.

Atrast:

Risinājums

2C 2H 6 + 7O 2 = 4CO 2 + 6H 2 O.

Noskaidrosim šīs ķīmiskās reakcijas ātrumu:

R-cijas = (6 – 2)/(15 (7 – 0)) = 0,0381 mol/(cm 2 s).

Atbilde. r-tion = 0,0381 mol/(cm 2 s).

10. Atbilde. r-tion = 0,0292 mol/(cm 2 s).

Literatūra

Glinka N.L. Vispārējā ķīmija, 27. izd. Ed. V.A. Rabinovičs. L.: Ķīmija, 1988; Akhmetovs N.S. Vispārējā un neorganiskā ķīmija. M.: Augstāk. skola, 1981; Zaicevs O.S. Vispārējā ķīmija. M.: Augstāk. shk, 1983; Karapetyants M.Kh., Drakin S.I. Vispārējā un neorganiskā ķīmija. M.: Augstāk. skola, 1981; Korolkovs D.V. Neorganiskās ķīmijas pamati. M.: Izglītība, 1982; Nekrasovs B.V. Vispārējās ķīmijas pamati. 3. izdevums, M.: Khimiya, 1973; Novikovs G.I. Ievads neorganiskajā ķīmijā. 1. daļa, 2. Minska: Augstākā. skola, 1973–1974; Shchukarev S.A.. Neorganiskā ķīmija. T. 1, 2. M.: Vyšš. skola, 1970–1974; Schröter W., Lautenschläger K.-H., Bibrak H. et al.Ķīmija. Atsauce ed. Per. ar viņu. M.: Khimiya, 1989; Feldmanis F.G., Rudzītis G.E.Ķīmija-9. Mācību grāmata vidusskolas 9. klasei. M.: Izglītība, 1990; Feldmanis F.G., Rudzītis G.E.Ķīmija-9. Mācību grāmata vidusskolas 9. klasei. M.: Izglītība, 1992. gads.

“ĶĪMISKĀS TERMODINAMIKAS, ĶĪMISKĀS KINĒTIKAS UN LĪDZSVARA PAMATI”

Ķīmiskās termodinamikas pamati

1 . Ko pēta ķīmiskā termodinamika:

1) ķīmisko pārvērtību ātrums un šo pārvērtību mehānismi;

2) fizikālo un ķīmisko procesu enerģētiskie raksturlielumi un ķīmisko sistēmu spēja veikt lietderīgu darbu;

3) ķīmiskā līdzsvara maiņas nosacījumi;

4) katalizatoru ietekme uz bioķīmisko procesu ātrumu.

2. Atvērta sistēma ir sistēma, kas:

3. Slēgta sistēma ir sistēma, kas:

1) neapmainās ar vidi ne vielu, ne enerģiju;

2) apmainās gan ar vielu, gan enerģiju ar vidi;

3) apmainās ar enerģiju ar vidi, bet neapmainās ar vielu;

4) apmainās ar vielu ar vidi, bet neapmainās ar enerģiju.

4. Izolēta sistēma ir sistēma, kas:

1) neapmainās ar vidi ne vielu, ne enerģiju;

2) apmainās gan ar vielu, gan enerģiju ar vidi;

3) apmainās ar enerģiju ar vidi, bet neapmainās ar vielu;

4) apmainās ar vielu ar vidi, bet neapmainās ar enerģiju.

5. Pie kāda veida termodinamiskajām sistēmām pieder šķīdums, kas atrodas termostatā ievietotā noslēgtā ampulā?

1) izolēts;

2) atvērts;

3) slēgts;

4) stacionārs.

6. Pie kāda veida termodinamiskajām sistēmām pieder šķīdums noslēgtajā ampulā?

1) izolēts;

2) atvērts;

3) slēgts;

4) stacionārs.

7. Pie kāda veida termodinamiskajām sistēmām pieder dzīva šūna?

1) atvērts;

2) slēgts;

3) izolēts;

4) līdzsvars.

8 . Kādus termodinamiskās sistēmas parametrus sauc par ekstensīviem?

1) kuru lielums nav atkarīgs no daļiņu skaita sistēmā;

3) kuras vērtība ir atkarīga no sistēmas agregācijas stāvokļa;

9. Kādus termodinamiskās sistēmas parametrus sauc par intensīvajiem?

!) kuras lielums nav atkarīgs no daļiņu skaita sistēmā;

2) kuru lielums ir atkarīgs no daļiņu skaita sistēmā;

3) kuru vērtība ir atkarīga no apkopojuma stāvokļa;

4) kuras lielums ir atkarīgs no laika.

10 . Termodinamiskās sistēmas stāvokļa funkcijas ir lielumi, kas:

1) ir atkarīgi tikai no sistēmas sākotnējā un beigu stāvokļa;

2) atkarīgi no procesa ceļa;

3) atkarīgi tikai no sistēmas sākotnējā stāvokļa;

4) ir atkarīgi tikai no sistēmas gala stāvokļa.

11 . Kādi lielumi ir sistēmas stāvokļa funkcijas: a) iekšējā enerģija; b) darbs; c) siltums; d) entalpija; d) entropija.

3) visi daudzumi;

4) a, b, c, d.

12 . Kuras no šīm īpašībām ir intensīvas: a) blīvums; b) spiediens; c) masa; d) temperatūra; e) entalpija; e) apjoms?

3) b, c, d, f;

13. Kuras no šīm īpašībām ir ekstensīvas: a) blīvums; b) spiediens; c) masa; d) temperatūra; e) entalpija; e) apjoms?

3) b, c, d, f;

14 . Kādus enerģijas apmaiņas veidus starp sistēmu un vidi aplūko termodinamika: a) siltums; b) darbs; c) ķīmiskās vielas; d) elektriskā; e) mehāniskās; e) kodolenerģija un saules enerģija?

2) c, d, e, f;

3) a, c, d, e, f;

4) a, c, d, e.

15. Procesus, kas notiek nemainīgā temperatūrā, sauc:

1) izobarisks;

2) izotermisks;

3) izohorisks;

4) adiabātisks.

16 . Procesus, kas notiek nemainīgā tilpumā, sauc:

1) izobarisks;

2) izotermisks;

3) izohorisks;

4) adiabātisks.

17 . Procesus, kas notiek pie pastāvīga spiediena, sauc:

1) izobarisks;

2) izotermisks;

3) izohorisks;

4) adiabātisks.

18 . Sistēmas iekšējā enerģija ir: 1) visa sistēmas enerģijas rezerve, izņemot tās pozīcijas potenciālo enerģiju un visas sistēmas kinētisko enerģiju;

2) visa sistēmas enerģijas rezerve;

3) visa sistēmas enerģijas rezerve, izņemot tās pozīcijas potenciālo enerģiju;

4) lielums, kas raksturo sistēmas daļiņu izvietojuma nesakārtotības pakāpi.

19 . Kāds likums atspoguļo attiecības starp darbu, siltumu un sistēmas iekšējo enerģiju?

1) otrais termodinamikas likums;

2) Hesa ​​likums;

3) termodinamikas pirmais likums;

4) van't Hofa likums.

20 . Pirmais termodinamikas likums atspoguļo attiecības starp:

1) darbs, siltums un iekšējā enerģija;

2) Gibsa brīvā enerģija, sistēmas entalpija un entropija;

3) sistēmas darbs un siltums;

4) darbs un iekšējā enerģija.

21 . Kurš vienādojums ir pirmā termodinamikas likuma matemātiskā izteiksme izolētām sistēmām?

l)AU=0 2)AU=Q-p-AV 3)AG = AH-TAS

22 . Kurš vienādojums ir slēgtu sistēmu termodinamikas pirmā likuma matemātiskā izteiksme?

1) AU=0; 2) AU = Q-p-AV;

3) AG = AH - T*AS;

23 . Vai izolētas sistēmas iekšējā enerģija ir nemainīgs vai mainīgs lielums?

1) konstante;

2) mainīgs.

24 . Izolētā sistēmā ūdeņraža sadegšanas reakcija notiek ar šķidra ūdens veidošanos. Vai mainās sistēmas iekšējā enerģija un entalpija?

1) nemainīsies iekšējā enerģija, mainīsies entalpija;

2) mainīsies iekšējā enerģija, nemainīsies entalpija;

3) nemainīsies iekšējā enerģija, nemainīsies entalpija;

4) mainīsies iekšējā enerģija, mainīsies entalpija.

25 . Kādos apstākļos iekšējās enerģijas izmaiņas ir vienādas ar siltumu, ko sistēma saņem no vides?

1) nemainīgā tilpumā;

3) pie pastāvīga spiediena;

4) nekādā gadījumā.

26 . Reakcijas termisko efektu, kas notiek nemainīgā tilpumā, sauc par izmaiņām:

1) entalpija;

2) iekšējā enerģija;

3) entropija;

4) Gibbs brīvā enerģija.

27 . Reakcijas entalpija ir:

28. Ķīmiskos procesus, kuru laikā sistēmas entalpija samazinās un siltums izdalās ārējā vidē, sauc:

1) endotermisks;

2) eksotermisks;

3) eksergonisks;

4) endergonisks.

29 . Kādos apstākļos entalpijas izmaiņas ir vienādas ar siltumu, ko sistēma saņem no vides?

1) nemainīgā tilpumā;

2) nemainīgā temperatūrā;

3) pie pastāvīga spiediena;

4) nekādā gadījumā.

30 . Reakcijas termisko efektu, kas notiek pie nemainīga spiediena, sauc par izmaiņām:

1) iekšējā enerģija;

2) neviena no iepriekšējām definīcijām nav pareiza;

3) entalpija;

4) entropija.

31. Kādus procesus sauc par endotermiskiem?

32 . Kādus procesus sauc par eksotermiskiem?

1) kuram AN ir negatīvs;

2) kuriem AG ir negatīvs;

3) kuriem AN ir pozitīvs;

4) kuriem AG ir pozitīvs.

33 . Norādiet Hesa ​​likuma formulējumu:

1) reakcijas termiskais efekts ir atkarīgs tikai no sistēmas sākuma un beigu stāvokļa un nav atkarīgs no reakcijas ceļa;

2) sistēmas uzņemtais siltums pie nemainīga tilpuma ir vienāds ar sistēmas iekšējās enerģijas izmaiņām;

3) siltums, ko sistēma absorbē nemainīgā spiedienā, ir vienāds ar sistēmas entalpijas izmaiņām;

4) reakcijas termiskais efekts nav atkarīgs no sistēmas sākuma un beigu stāvokļa, bet ir atkarīgs no reakcijas ceļa.

34. Kāds likums ir pamatā pārtikas kaloriju satura aprēķināšanai?

1) van't Hoff;

3) Sečenovs;

35. Kuras vielas oksidējot ķermeņa apstākļos, atbrīvojas vairāk enerģijas?

1) olbaltumvielas;

3) ogļhidrāti;

4) ogļhidrāti un olbaltumvielas.

36 . Spontāns process ir process, kas:

1) veikta bez katalizatora palīdzības;

2) kopā ar siltuma izdalīšanos;

3) veikta bez ārējā enerģijas patēriņa;

4) norit ātri.

37 . Reakcijas entropija ir:

1) siltuma daudzums, kas izobariski-izotermiskos apstākļos izdalās vai tiek absorbēts ķīmiskās reakcijas laikā;

2) siltuma daudzums, kas izdalās vai tiek absorbēts ķīmiskās reakcijas laikā izohoriskos-izotermiskos apstākļos;

3) vērtība, kas raksturo procesa spontānas iestāšanās iespējamību;

4) lielums, kas raksturo daļiņu izvietojuma un kustības nesakārtotības pakāpi sistēmā.

38 . Kāda stāvokļa funkcija raksturo sistēmas tendenci sasniegt iespējamu stāvokli, kas atbilst maksimālajam daļiņu sadalījuma nejaušībai?

1) entalpija;

2) entropija;

3) Gibsa enerģija;

4) iekšējā enerģija.

39 . Kāda ir saistība starp vienas vielas trīs agregātu stāvokļu entropijām: gāze, šķidrums, ciets:

I) S (g) > S (g) > S (tv); 2) S(cieta)>S(g)>S(g); 3)S(g)>S(g)>S(TB); 4) agregācijas stāvoklis neietekmē entropijas vērtību.

40 . Kuriem no šiem procesiem vajadzētu uzrādīt vislielākās pozitīvās entropijas izmaiņas:

1) CH3OH (s) --> CH,OH (g);

2) CH4OH (s) --> CH3OH (l);

3) CH,OH (g) -> CH4OH (s);

4) CH,OH (l) -> CH3OH (sol).

41 . Izvēlieties pareizo apgalvojumu: sistēmas entropija palielinās, ja:

1) paaugstināts spiediens;

2) agregācijas pāreja no šķidra uz cietu stāvokli

3) temperatūras paaugstināšanās;

4) pāreja no gāzveida uz šķidru stāvokli.

42. Kādu termodinamisko funkciju var izmantot, lai prognozētu, vai reakcija notiks spontāni izolētā sistēmā?

1) entalpija;

2) iekšējā enerģija;

3) entropija;

4) sistēmas potenciālā enerģija.

43 . Kurš vienādojums ir 2. termodinamikas likuma matemātiskā izteiksme izolētām sistēmām?

44 . Ja sistēma atgriezeniski saņem siltuma daudzumu Q temperatūrā T, tad apmēram T;

2) palielinās par summu Q/T;

3) palielinās par summu, kas lielāka par Q/T;

4) palielinās par summu, kas mazāka par Q/T.

45 . Izolētā sistēmā ķīmiska reakcija notiek spontāni, veidojot noteiktu produkta daudzumu. Kā mainās šādas sistēmas entropija?

1) palielinās

2) samazinās

3) nemainās

4) sasniedz minimālo vērtību

46 . Norādiet, kādos procesos un kādos apstākļos entropijas izmaiņas var būt vienādas ar procesa darbu?

1) izobārajos apstākļos pie konstantes P un T;

2) izohoriskos apstākļos pie konstantes V un T;

H) entropijas izmaiņas nekad nav vienādas ar darbu; 4) izotermiskos apstākļos, pie nemainīgas P un 47 . Kā mainīsies sistēmas TS saistītā enerģija sildot un kondensējoties?

1) palielinās ar karsēšanu, samazinās ar kondensāciju;

2) samazinās ar karsēšanu, palielinās ar kondensāciju;

3) T-S nav izmaiņu;

4) palielinās ar karsēšanu un kondensāciju.

48 . Kādi sistēmas parametri jāuztur nemainīgi, lai pēc entropijas izmaiņu zīmes varētu spriest par procesa spontānās norises virzienu?

1) spiediens un temperatūra;

2) tilpums un temperatūra;

3) iekšējā enerģija un apjoms;

4) tikai temperatūra.

49 . Izolētā sistēmā visi spontānie procesi notiek nekārtības pieauguma virzienā. Kā mainās entropija?

1) nemainās;

2) palielinās;

3) samazinās;

4) vispirms palielinās un pēc tam samazinās.

50 . Entropija palielinās par Q/T daudzumu:

1) atgriezenisks process;

2) neatgriezenisks process;

3) viendabīgs;

4) neviendabīgs.

51 Kā mainās sistēmas entropija tiešās un pretējās reakcijās amonjaka sintēzes laikā?

3) reakcijas laikā entropija nemainās;

4) entropija palielinās tiešās un apgrieztās reakcijās.

52 . Kādi vienlaicīgi iedarbojošie faktori nosaka ķīmiskā procesa virzienu?

1) entalpija un temperatūra;

2) entalpija un entropija;

3) entropija un temperatūra;

4) Gibsa enerģijas un temperatūras izmaiņas.

53. Izobariski-izotermiskos apstākļos sistēmas maksimālais darbs ir:

1) vienāds ar Gibsa enerģijas samazināšanos;

2) lielāks Gibsa enerģijas zudums;

3) mazāks Gibsa enerģijas zudums;

4) ir vienāds ar entalpijas zudumu.

54 . Kādi nosacījumi jāievēro, lai Gibsa enerģijas samazināšanās dēļ sistēmā tiktu paveikts maksimālais darbs?

1) nepieciešams uzturēt nemainīgu V un t;

2) nepieciešams uzturēt konstantus P un t;

3) nepieciešams uzturēt nemainīgu AH un AS;

4) nepieciešams uzturēt nemainīgu P&V

55 . Kas izraisa maksimālo lietderīgo darbu, kas tiek veikts ķīmiskajā reakcijā nemainīgā spiedienā un temperatūrā?

1) Gibsa enerģijas samazināšanās dēļ;

3) entalpijas pieauguma dēļ;

4) entropijas samazināšanās dēļ.

56. Kādēļ dzīvs organisms veic maksimāli lietderīgu darbu izobariski-izotermiskos apstākļos?

1) entalpijas zuduma dēļ;

2) entropijas pieauguma dēļ;

3) Gibsa enerģijas samazināšanās dēļ;

4) Gibsa enerģijas pieauguma dēļ.

57 . Kādus procesus sauc par endergoniskiem?

58. Kādus procesus sauc par eksergoniskiem?

2) AG 0; 4) AG > 0.

59. Procesa spontāno raksturu vislabāk var noteikt, novērtējot:

1) entropija;

3) entalpija;

2) Gibbs brīvā enerģija;

4) temperatūra.

60 . Kādu termodinamisko funkciju var izmantot, lai prognozētu spontānu procesu iespējamību, kas notiek dzīvā organismā?

1) entalpija;

3) entropija;

2) iekšējā enerģija;

4) Gibbs brīvā enerģija.

61 . Atgriezeniskiem procesiem Gibsa brīvās enerģijas izmaiņas...

1) vienmēr vienāds ar nulli;

2) vienmēr negatīvs;

3) vienmēr pozitīvs;

62 . Neatgriezeniskiem procesiem brīvās enerģijas izmaiņas:

1) vienmēr vienāds ar nulli;

2) vienmēr negatīvs;

3) vienmēr pozitīvs;

4) pozitīvs vai negatīvs atkarībā no apstākļiem.

63. Izobāri-izotermiskos apstākļos sistēmā var spontāni notikt tikai tādi procesi, kuru rezultātā Gibsa enerģija ir:

1) nemainās;

2) palielinās;

3) samazinās;

4) sasniedz maksimālo vērtību.

64 . Noteiktai ķīmiskai reakcijai gāzes fāzē pie konstantes P un TAG > 0. Kādā virzienā šī reakcija notiek spontāni?

D) virzienā uz priekšu;

2) nevar rasties šajos apstākļos;

3) pretējā virzienā;

4) atrodas līdzsvara stāvoklī.

65 . Kāda ir ledus kušanas procesa zīme AG 263 K temperatūrā?

66 . Kuros no šiem gadījumiem reakcija nav iespējama nevienā temperatūrā?

1)AH>0;AS>0; 2)AH>0;AH

3)A#4)AH= 0;AS = 0.

67. Kuros no šiem gadījumiem reakcija ir iespējama jebkurā temperatūrā?

1)DN 0; 2)AH 0; AS > 0; 4) AH = 0; AS = 0.

68 . Ja AN

1) [AN] > ;

2) jebkurai AN un TAS attiecībai; 3) (AH]

4) [AN] = [T-A S].

69 . Pie kādām AH un AS zīmes vērtībām sistēmā ir iespējami tikai eksotermiski procesi?

70. Pie kādām AN un T* AS attiecībām ķīmiskais process ir vērsts uz endotermisku reakciju:

71 . Pie kādiem nemainīgiem termodinamiskajiem parametriem entalpijas izmaiņas var kalpot par spontāna procesa virziena kritēriju? Kāda DH zīme šajos apstākļos norāda uz spontānu procesu?

1) pie konstantes S un P, AN

3) ar nemainīgu Put, AN

2) pie konstantes 5 un P, AN > 0; 4) pie konstantes Vn t, AH > 0.

72 . Vai ir iespējams un kādos gadījumos pēc entalpijas izmaiņu zīmes ķīmiskās reakcijas laikā spriest par tās rašanās iespējamību pie nemainīgas Ti P1

1) iespējams, ja LA » T-AS;

2) pie šiem nosacījumiem tas nav iespējams;

3) iespējams, ja AN « T-AS;

4) iespējams, ja AN = T-AS.

73 . Reakcija ZN 2 + N 2 -> 2NH 3 tiek veikta 110°C, lai visi reaģenti un produkti būtu gāzes fāzē. Kura no šīm vērtībām reakcijas laikā tiek saglabāta?

2) entropija;

3) entalpija;

74 . Kuri no šiem apgalvojumiem ir patiesi reakcijām, kas notiek standarta apstākļos?

1) endotermiskas reakcijas nevar notikt spontāni;

2) endotermiskas reakcijas var notikt pietiekami zemā temperatūrā;

3) endotermiskas reakcijas var notikt augstā temperatūrā, ja AS > 0;

4) endotermiskas reakcijas var notikt augstā temperatūrā, ja AS

75 . Kādas ir bioķīmisko procesu iezīmes: a) ievērot enerģijas savienošanas principu; b) parasti atgriezenisks; c) komplekss; d) tikai eksergonisks (AG

1) a, b, c, d;

2) b, c, d; 3) a, 6, c; 4) c, d.

76 . Eksergoniskas reakcijas organismā notiek spontāni, jo:

77 . Endergoniskajām reakcijām organismā nepieciešama enerģijas padeve, jo: 1) AG >0;

78 . Ja kāds peptīds AH 0 tiek hidrolizēts, vai šis process notiks spontāni?

1) būs, jo AG > 0;

3) nenotiks, jo AG > 0;

2) būs, kopš AG

4) nebūs, jo AG

79 . Barības vielu kaloriju saturu sauc par enerģiju:

1) 1 g barības vielu, kas izdalās pilnīgas oksidēšanās laikā;

2) 1 mols barības vielu, kas izdalās pilnīgas oksidēšanās laikā;

3) nepieciešamas 1 g barības vielu pilnīgai oksidēšanai;

4) 1 mols barības vielu, kas nepieciešamas pilnīgai oksidācijai.

80 . Daudzu enzīmu termiskās denaturācijas procesam LA > 0 un AS > 0. Vai šis process var notikt spontāni?

1) var augstā temperatūrā, jo \T-AS\ > |BP];

2) var zemā temperatūrā, jo \T-AS\

3) nevar, jo \T-AS\ > |AH];

4) nevar, jo \T-AS\

81 . Daudzu AN proteīnu termiskās hidratācijas procesam

1) var pietiekami zemā temperatūrā, jo |AH| > \T-AS\;

2) var pietiekami zemā temperatūrā, jo |АА|

3) var augstā temperatūrā, jo |AH)

4) nevar jebkurā temperatūrā.

Programma

Parametri ķīmiska reakcijas, ķīmiska līdzsvars; - aprēķināt siltuma efektus un ātrumu ķīmiska reakcijas... reakcijas; - pamati fizikālā un koloīdu ķīmija, ķīmiska kinētika, elektroķīmija, ķīmiska termodinamika un termoķīmija; ...

Absolventa profesionālās darbības mērķi. Augstākās izglītības programmas apguves rezultātā izveidojušās absolventu kompetences. Izglītības procesa saturu un organizāciju regulējošie dokumenti augstākās izglītības īstenošanas laikā (3)

Noteikumi

2. modulis. Fizikas pamati ķīmiska parādīšanās modeļi ķīmiska procesi Pamati ķīmiska termodinamika. Pamati ķīmiska kinētika. Ķīmiskā līdzsvars. 3. modulis... Pamati risinājumu ķīmija Vispārīgi...

Šo rokasgrāmatu patstāvīgam darbam var izmantot neķīmisko specialitāšu studenti

Dokuments

Vienkāršas vielas. Šajā pamats V ķīmiska termodinamika ir izveidota siltumefektu aprēķināšanas sistēma..., Cr2O3? 2. TĒMA. ĶĪMISKĀS KINĒTIKA UN ĶĪMISKĀS LĪDZSVARS Kā tika parādīts iepriekš, ķīmiska termodinamikaļauj paredzēt pamata...

Apmācības disciplīnas ķīmijas virziena darba programma

Darba programma

4.1.5. Redoksprocesi. Pamati elektroķīmija Oksidācijas-reducēšanas procesi. ... Šķīdumu sastāva kvantitatīvās izteikšanas metodes. 5 Ķīmiskā termodinamika 6 Kinētika Un līdzsvars. 7 Disociācija, pH, hidrolīze 8 ...

Metodiski padomi

(L.1, 168.–210. lpp.)

Termoķīmija pēta ķīmisko reakciju termiskos efektus. Termoķīmiskie aprēķini ir balstīti uz Hesa ​​likuma piemērošanu. Pamatojoties uz šo likumu, ir iespējams aprēķināt reakciju termiskos efektus, izmantojot tabulas datus (Pielikums, 3. tabula). Jāņem vērā, ka termoķīmiskās tabulas parasti tiek veidotas, pamatojoties uz datiem par vienkāršām vielām, kuru veidošanās siltumu pieņem par nulli.

Termodinamika izstrādā vispārējos ķīmisko reakciju rašanās likumus. Šos modeļus var kvantitatīvi noteikt ar šādiem termodinamiskiem lielumiem: sistēmas iekšējā enerģija (U), entalpija (H), entropija (S) un izobariskais-izotermiskais potenciāls (G - Gibsa brīvā enerģija).

Ķīmisko reakciju ātruma izpēti sauc par ķīmisko kinētiku. Šīs tēmas galvenie jautājumi ir masu iedarbības likums un ķīmiskais līdzsvars. Pievērsiet uzmanību faktam, ka ķīmisko reakciju ātruma un ķīmiskā līdzsvara izpētei ir liela nozīme, jo tas ļauj kontrolēt ķīmisko reakciju plūsmu.

Teorētiskie aspekti

4.1. Ķīmiskā termodinamika

Ķīmiskā termodinamika - zinātne par vielu transformāciju virziena un robežu atkarību no apstākļiem, kādos šīs vielas atrodas.

Atšķirībā no citām fizikālās ķīmijas nozarēm (vielas struktūra un ķīmiskā kinētika), ķīmisko termodinamiku var pielietot, neko nezinot par vielas molekulāro struktūru. Šādam aprakstam nepieciešams ievērojami mazāk sākotnējo datu.

Piemērs:

Glikozes veidošanās entalpiju nevar noteikt ar tiešu eksperimentu:

6 C + 6 H 2 + 3 O 2 = C 6 H 12 O 6 (H x -?) šāda reakcija nav iespējama

6 CO 2 + 6 H 2 O = C 6 H 12 O 6 + 6 O 2 (H y - ?) reakcija notiek zaļās lapās, bet kopā ar citiem procesiem.

Izmantojot Hesa ​​likumu, pietiek apvienot trīs sadegšanas vienādojumus:

1) C + O 2 = CO 2 H 1 = -394 kJ

2) H 2 + 1/2 O 2 = H 2 O (tvaiks) 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

Mēs pievienojam vienādojumus, “paplašinot” trešo

H x = 6 H1 + 6 H2 - H3 = 6 (-394) + 6 (-242) -(-2816) = -1000 kJ/mol

Risinājumā netika izmantoti dati par glikozes struktūru; Netika ņemts vērā arī tā sadegšanas mehānisms.

Izobārais potenciāls ir izteikts kJ/mol. Tās izmaiņas ķīmiskās reakcijas laikā nav atkarīgas no reakcijas ceļa, bet to nosaka tikai reaģējošo vielu sākuma un beigu stāvokļi (Hesa likums):

ΔG reakcija = Σ ΔG galīgā produkts - Σ ΔG izejmateriāli

Konkrēts termodinamisko pētījumu objekts sauc par termodinamisko sistēmu, ko no apkārtējās pasaules izolē reālas vai iedomātas virsmas. Sistēma var būt gāze traukā, reaģentu šķīdums kolbā, kādas vielas kristāls vai pat garīgi izolēta šo objektu daļa.

Ja sistēmai ir reāls saskarne, atdalot vienu no otras sistēmas daļas, kas atšķiras pēc īpašībām, tad sistēmu sauc neviendabīgs(piesātināts šķīdums ar nogulsnēm), ja tādu virsmu nav, sistēma tiek izsaukta viendabīgs(īsts risinājums). Heterogēnās sistēmās ir vismaz divas fāzes.

Fāze– visu sistēmas viendabīgo daļu kopums, kas ir identisks pēc sastāva un visām fizikālajām un ķīmiskajām īpašībām (neatkarīgi no vielas daudzuma) un ko no citām sistēmas daļām norobežo saskarne. Vienā fāzē īpašības var mainīties nepārtraukti, bet saskarnē starp fāzēm īpašības mainās pēkšņi.

Sastāvdaļas nosauciet vielas, kas minimāli nepieciešamas, lai izveidotu doto sistēmu (vismaz vienu). Komponentu skaits sistēmā ir vienāds ar tajā esošo vielu skaitu, atskaitot neatkarīgo vienādojumu skaitu, kas savieno šīs vielas.

Atkarībā no mijiedarbības ar vidi līmeņiem termodinamiskās sistēmas parasti iedala:

– atvērts – apmainās ar vielu un enerģiju ar vidi (piemēram, dzīviem objektiem);

– slēgts – apmaiņa tikai ar enerģiju (piemēram, reakcija slēgtā kolbā vai kolbā ar atteci), visizplatītākais ķīmiskās termodinamikas objekts;

– izolēts – neapmaina ne vielu, ne enerģiju un uztur nemainīgu tilpumu (tuvinājums – reakcija termostatā).

Sistēmas īpašības tiek iedalītas ekstensīvajās (summējot) - piemēram, kopējais tilpums, masa, un intensīvās (nivelēšanas) - spiediens, temperatūra, koncentrācija utt. Sistēmas īpašību kopums nosaka tās stāvokli. Daudzas īpašības ir savstarpēji saistītas, tāpēc viendabīgai vienkomponentu sistēmai ar zināmu vielas daudzumu n pietiek izvēlēties raksturojamo stāvokli divi no trimīpašības: temperatūra T, spiediens p un tilpums V. Īpašības savienojošo vienādojumu sauc par stāvokļa vienādojumu, ideālai gāzei tas ir:

Termodinamikas likumi

Pirmais termodinamikas likums:Enerģija netiek ne radīta, ne iznīcināta. Pirmā veida mūžīgā kustība (perpetuum mobile) nav iespējama. Jebkurā izolētā sistēmā kopējais enerģijas daudzums ir nemainīgs.

Kopumā darbs, ko veic ķīmiskā reakcija nemainīgā spiedienā (izobāriskais process), sastāv no iekšējās enerģijas izmaiņām un izplešanās darba:

Lielākajai daļai ķīmisko reakciju, kas tiek veiktas atvērtos traukos, tas ir ērti lietojams stāvokļa funkcija, kuras pieaugums ir vienāds ar siltumu, ko sistēma saņem izobāriskā procesā. Šo funkciju sauc entalpija(no grieķu “enthalpo” — siltums):

Vēl viena definīcija: entalpijas atšķirība abos sistēmas stāvokļos ir vienāda ar izobāriskā procesa termisko efektu.

Ir tabulas, kurās ir dati par H o ​​298 vielu veidošanās standarta entalpijām. Indeksi nozīmē, ka ķīmiskajiem savienojumiem 1 mola veidošanās entalpija no vienkāršām vielām, kas ņemtas visstabilākajā modifikācijā (izņemot balto fosforu - ne visstabilākā, bet visreproducējamākā fosfora forma) pie 1 atm (1,01325∙). 10 5 Pa jeb 760 mmHg) un 298,15 K (25 o C). Ja mēs runājam par joniem šķīdumā, tad standarta koncentrācija ir 1M (1 mol/l).

Entalpijas zīmi nosaka “no pašas sistēmas viedokļa”: izdalot siltumu, entalpijas izmaiņas ir negatīvas, siltumam absorbējot, entalpijas izmaiņas ir pozitīvas.

Otrais termodinamikas likums

Mainīt entropija vienāds (pēc definīcijas) ar minimālo siltumenerģiju, kas tiek piegādāta sistēmai atgriezeniskā (visi starpstāvokļi ir līdzsvarā) izotermiskā procesā, dalīts ar procesa absolūto temperatūru:

S = Q min. /T

Šajā termodinamikas izpētes posmā ir jāpieņem kā postulāts, ka ir kāda plaša sistēmas S īpašība, ko sauc par entropiju, kuras maiņa ir tik saistīta ar sistēmā notiekošajiem procesiem:

Spontānā procesā S > Q min. /T

Līdzsvara procesā S = Q min. /T

< Q мин. /T

Izolētai sistēmai, kur dQ = 0, mēs iegūstam:

Spontānā procesā S > 0

Līdzsvara procesā S = 0

Ne-spontānā procesā S< 0

Vispār izolētas sistēmas entropija vai nu palielinās, vai paliek nemainīga:

Entropijas jēdziens radās no agrākiem termodinamikas otrā likuma (sākuma) formulējumiem. Entropija ir visas sistēmas īpašība, nevis atsevišķas daļiņas.

Trešais termodinamikas likums (Planka postulāts)

Pareizi izveidota tīras vielas kristāla entropija pie absolūtās nulles ir nulle(Makss Planks, 1911). Šo postulātu var izskaidrot ar statistisko termodinamiku, saskaņā ar kuru entropija ir sistēmas traucējumu mērs mikrolīmenī:

S = k b lnW - Bolcmana vienādojums

W ir dažādu sistēmas stāvokļu skaits, kas tai ir pieejami noteiktos apstākļos, vai sistēmas makrostāvokļa termodinamiskā varbūtība.

k b = R/N A = 1,38. 10 -16 erg/deg – Bolcmana konstante

1872. gadā L. Bolcmans ierosināja otrā termodinamikas likuma statistisku formulējumu: izolēta sistēma pārsvarā attīstās augstākas termodinamiskās varbūtības virzienā.

Entropijas ieviešana ļāva noteikt kritērijus, kas ļauj noteikt jebkura ķīmiskā procesa virzienu un dziļumu (lielam skaitam līdzsvarā esošo daļiņu).

Makroskopiskās sistēmas sasniedz līdzsvaru, kad enerģijas izmaiņas tiek kompensētas ar entropijas komponentu:

Pastāvīgā tilpumā un temperatūrā:

U v = TS v vai (U-TS) = F = 0 — Helmholca enerģija vai izohoriskais-izotermiskais potenciāls

Pastāvīgā spiedienā un temperatūrā:

H p = TS p vai (H-TS) = G = 0 - Gibsa enerģija vai Gibsa brīvā enerģija vai izobariskais-izotermiskais potenciāls.

Gibsa enerģijas izmaiņas kā ķīmiskās reakcijas iespējamības kritērijs: G =H - TS

Pie G< 0 реакция возможна;

pie G > 0 reakcija nav iespējama;

pie G = 0 sistēma ir līdzsvarā.

Spontānas reakcijas iespējamību izolētā sistēmā nosaka enerģijas (entalpijas) un entropijas faktoru kombinācija:

Ir pieejami plaši tabulas dati par G 0 un S 0 standarta vērtībām, lai varētu aprēķināt G 0 reakciju.

Ja temperatūra atšķiras no 298 K un reaģentu koncentrācija atšķiras no 1M, procesam vispārējā formā:

G = G 0 + RT ln([C] c [D] d / [A] a [B] b)

Līdzsvara stāvoklī G = 0 un G 0 = -RTlnK р, kur

K р = [C] c ir vienāds ar [D] d ir vienāds ar /[A] a vienāds ar [B] b vienāds ar līdzsvara konstanti

K р = exp (-G˚/RT)

Izmantojot iepriekš minētās formulas, ir iespējams noteikt temperatūru, no kuras viegli īstenojama endotermiskā reakcija, pie kuras palielinās entropija. Temperatūra tiek noteikta pēc stāvokļa.

1 . Ko pēta ķīmiskā termodinamika:

1) ķīmisko pārvērtību ātrums un šo pārvērtību mehānismi;

2) fizikālo un ķīmisko procesu enerģētiskie raksturlielumi un ķīmisko sistēmu spēja veikt lietderīgu darbu;

3) ķīmiskā līdzsvara maiņas nosacījumi;

4) katalizatoru ietekme uz bioķīmisko procesu ātrumu.

2. Atvērta sistēma ir sistēma, kas:

2) apmainās gan ar vielu, gan enerģiju ar vidi;

3. Slēgta sistēma ir sistēma, kas:

1) neapmainās ar vidi ne vielu, ne enerģiju;

3) apmainās ar enerģiju ar vidi, bet neapmainās ar vielu;

4) apmainās ar vielu ar vidi, bet neapmainās ar enerģiju.

4. Izolēta sistēma ir sistēma, kas:

1) neapmaina ne vielu, ne enerģiju ar vidi;

2) apmainās gan ar vielu, gan enerģiju ar vidi;

3) apmainās ar enerģiju ar vidi, bet neapmainās ar vielu;

4) apmainās ar vielu ar vidi, bet neapmainās ar enerģiju.

5. Pie kāda veida termodinamiskajām sistēmām pieder šķīdums, kas atrodas termostatā ievietotā noslēgtā ampulā?

1) izolēts;

2) atvērts;

3) slēgts;

4) stacionārs.

6. Pie kāda veida termodinamiskajām sistēmām pieder šķīdums noslēgtajā ampulā?

1) izolēts;

2) atvērts;

3) slēgts;

4) stacionārs.

7. Pie kāda veida termodinamiskajām sistēmām pieder dzīva šūna?

1) atvērts;

2) slēgts;

3) izolēts;

4) līdzsvars.

8 . Kādus termodinamiskās sistēmas parametrus sauc par ekstensīviem?

1) kuru lielums nav atkarīgs no daļiņu skaita sistēmā;

2), kuras vērtība ir atkarīga no daļiņu skaita sistēmā;

3) kuras vērtība ir atkarīga no sistēmas agregācijas stāvokļa;

9. Kādus termodinamiskās sistēmas parametrus sauc par intensīvajiem?

!) kuras lielums nav atkarīgs no daļiņu skaita sistēmā;

2) kuru lielums ir atkarīgs no daļiņu skaita sistēmā;

3) kuru vērtība ir atkarīga no apkopojuma stāvokļa;

4) kuras lielums ir atkarīgs no laika.

10 . Termodinamiskās sistēmas stāvokļa funkcijas ir lielumi, kas:

1) ir atkarīgi tikai no sistēmas sākotnējā un beigu stāvokļa;

2) atkarīgi no procesa ceļa;

3) atkarīgi tikai no sistēmas sākotnējā stāvokļa;

4) ir atkarīgi tikai no sistēmas gala stāvokļa.

11 . Kādi lielumi ir sistēmas stāvokļa funkcijas: a) iekšējā enerģija; b) darbs; c) siltums; d) entalpija; d) entropija.

1) a, d, e;

3) visi daudzumi;

4) a, b, c, d.

12 . Kuras no šīm īpašībām ir intensīvas: a) blīvums; b) spiediens; c) masa; d) temperatūra; e) entalpija; e) apjoms?

1) a, b, d;

3) b, c, d, f;

13. Kuras no šīm īpašībām ir ekstensīvas: a) blīvums; b) spiediens; c) masa; d) temperatūra; e) entalpija; e) apjoms?

1) c, d, f;

3) b, c, d, f;

14 . Kādus enerģijas apmaiņas veidus starp sistēmu un vidi aplūko termodinamika: a) siltums; b) darbs; c) ķīmiskās vielas; d) elektriskā; e) mehāniskās; e) kodolenerģija un saules enerģija?

1)a, b;

2) c, d, e, f;

3) a, c, d, e, f;

4) a, c, d, e.

15. Procesus, kas notiek nemainīgā temperatūrā, sauc:

1) izobarisks;

2) izotermisks;

3) izohorisks;

4) adiabātisks.

16 . Procesus, kas notiek nemainīgā tilpumā, sauc:

1) izobarisks;

2) izotermisks;

3) izohorisks;

4) adiabātisks.

17 . Procesus, kas notiek pie pastāvīga spiediena, sauc:

1) izobarisks;

2) izotermisks;

3) izohorisks;

4) adiabātisks.

18 . Sistēmas iekšējā enerģija ir: 1) visa sistēmas enerģijas rezerve, izņemot tās pozīcijas potenciālo enerģiju unkinētiskā enerģijasistēmas kopumā;

2) visa sistēmas enerģijas rezerve;

3) visa sistēmas enerģijas rezerve, izņemot tās pozīcijas potenciālo enerģiju;

4) lielums, kas raksturo sistēmas daļiņu izvietojuma nesakārtotības pakāpi.

19 . Kāds likums atspoguļo attiecības starp darbu, siltumu un sistēmas iekšējo enerģiju?

1) otrais termodinamikas likums;

2) Hesa ​​likums;

3) termodinamikas pirmais likums;

4) van't Hofa likums.

20 . Pirmais termodinamikas likums atspoguļo attiecības starp:

1) darbs, siltums un iekšējā enerģija;

2) Gibsa brīvā enerģija, sistēmas entalpija un entropija;

3) sistēmas darbs un siltums;

4) darbs un iekšējā enerģija.

21 . Kurš vienādojums ir pirmā termodinamikas likuma matemātiskā izteiksme izolētām sistēmām?

l)AU=0 2) AU = Q-p-AV 3) AG = AH-TAS

22 . Kurš vienādojums ir slēgtu sistēmu termodinamikas pirmā likuma matemātiskā izteiksme?

2) AU = Q-p-AV;

3) AG = AH - T*AS;

23 . Vai izolētas sistēmas iekšējā enerģija ir nemainīgs vai mainīgs lielums?

1) nemainīgs;

2) mainīgs.

24 . Izolētā sistēmā ūdeņraža sadegšanas reakcija notiek ar šķidra ūdens veidošanos. Vai mainās sistēmas iekšējā enerģija un entalpija?

1) nemainīsies iekšējā enerģija, mainīsies entalpija;

2) iekšējā enerģija mainīsies, entalpija nemainīsies;

3) nemainīsies iekšējā enerģija, nemainīsies entalpija;

4) mainīsies iekšējā enerģija, mainīsies entalpija.

25 . Kādos apstākļos iekšējās enerģijas izmaiņas ir vienādas ar siltumu, ko sistēma saņem no vides?

1) nemainīgā skaļumā;

3) pie pastāvīga spiediena;

4) nekādā gadījumā.

26 . Reakcijas termisko efektu, kas notiek nemainīgā tilpumā, sauc par izmaiņām:

1) entalpija;

2) iekšējā enerģija;

3) entropija;

4) Gibbs brīvā enerģija.

27 . Reakcijas entalpija ir:

1) siltuma daudzums, kas izobariski-izotermiskos apstākļos izdalās vai tiek absorbēts ķīmiskās reakcijas laikā;

4) lielums, kas raksturo daļiņu izvietojuma un kustības nesakārtotības pakāpi sistēmā.

28. Ķīmiskos procesus, kuru laikā sistēmas entalpija samazinās un siltums izdalās ārējā vidē, sauc:

1) endotermisks;

2) eksotermisks;

3) eksergonisks;

4) endergonisks.

29 . Kādos apstākļos entalpijas izmaiņas ir vienādas ar siltumu, ko sistēma saņem no vides?

1) nemainīgā tilpumā;

2) nemainīgā temperatūrā;

3) pastāvīgā spiedienā;

4) nekādā gadījumā.

30 . Reakcijas termisko efektu, kas notiek pie nemainīga spiediena, sauc par izmaiņām:

1) iekšējā enerģija;

2) neviena no iepriekšējām definīcijām nav pareiza;

3) entalpija;

4) entropija.

31. Kādus procesus sauc par endotermiskiem?

1) kuram AN ir negatīvs;

3), kamANpozitīvi;

32 . Kādus procesus sauc par eksotermiskiem?

1) priekš kamANnegatīvs;

2) kuriem AG ir negatīvs;

3) kuriem AN ir pozitīvs;

4) kuriem AG ir pozitīvs.

33 . Norādiet Hesa ​​likuma formulējumu:

1) reakcijas termiskais efekts ir atkarīgs tikai no sistēmas sākuma un beigu stāvokļa un nav atkarīgs no reakcijas ceļa;

2) sistēmas uzņemtais siltums pie nemainīga tilpuma ir vienāds ar sistēmas iekšējās enerģijas izmaiņām;

3) siltums, ko sistēma absorbē nemainīgā spiedienā, ir vienāds ar sistēmas entalpijas izmaiņām;

4) reakcijas termiskais efekts nav atkarīgs no sistēmas sākuma un beigu stāvokļa, bet ir atkarīgs no reakcijas ceļa.

34. Kāds likums ir pamatā pārtikas kaloriju satura aprēķināšanai?

1) van't Hoff;

2) Hess;

3) Sečenovs;

35. Kuras vielas oksidējot ķermeņa apstākļos, atbrīvojas vairāk enerģijas?

1) olbaltumvielas;

2) tauki;

3) ogļhidrāti;

4) ogļhidrāti un olbaltumvielas.

36 . Spontāns process ir process, kas:

1) veikta bez katalizatora palīdzības;

2) kopā ar siltuma izdalīšanos;

3) veikta bez ārēja enerģijas patēriņa;

4) norit ātri.

37 . Reakcijas entropija ir:

1) siltuma daudzums, kas izobariski-izotermiskos apstākļos izdalās vai tiek absorbēts ķīmiskās reakcijas laikā;

2) siltuma daudzums, kas izdalās vai tiek absorbēts ķīmiskās reakcijas laikā izohoriskos-izotermiskos apstākļos;

3) vērtība, kas raksturo procesa spontānas iestāšanās iespējamību;

4) lielums, kas raksturo daļiņu izvietojuma un kustības nesakārtotības pakāpi sistēmā.

38 . Kāda stāvokļa funkcija raksturo sistēmas tendenci sasniegt iespējamu stāvokli, kas atbilst maksimālajam daļiņu sadalījuma nejaušībai?

1) entalpija;

2) entropija;

3) Gibsa enerģija;

4) iekšējā enerģija.

39 . Kāda ir saistība starp vienas vielas trīs agregātu stāvokļu entropijām: gāze, šķidrums, ciets:

es) S(d) >S(g) >S(TV); 2) S(cieta)>S(g)>S(g); 3)S(g)>S(g)>S(TB); 4) agregācijas stāvoklis neietekmē entropijas vērtību.

40 . Kuriem no šiem procesiem vajadzētu uzrādīt vislielākās pozitīvās entropijas izmaiņas:

1) CH3OH (s) --> CH,OH (g);

2) CH3OH (s) --> CH 3OH (l);

3) CH,OH (g) -> CH3OH (s);

4) CH,OH (l) -> CH3OH (sol).

41 . Izvēlieties pareizo apgalvojumu: sistēmas entropija palielinās, ja:

1) paaugstināts spiediens;

2) agregācijas pāreja no šķidra uz cietu stāvokli

3) temperatūras paaugstināšanās;

4) pāreja no gāzveida uz šķidru stāvokli.

42. Kādu termodinamisko funkciju var izmantot, lai prognozētu, vai reakcija notiks spontāni izolētā sistēmā?

1) entalpija;

2) iekšējā enerģija;

3) entropija;

4) sistēmas potenciālā enerģija.

43 . Kurš vienādojums ir 2. termodinamikas likuma matemātiskā izteiksme izolētām sistēmām?

2) AS>Q\T

44 . Ja sistēma atgriezeniski saņem siltuma daudzumu Q temperatūrā T, tad apmēram T;

2) palielinās par summuJ/ T;

3) palielinās par summu, kas lielāka par Q/T;

4) palielinās par summu, kas mazāka par Q/T.

45 . Izolētā sistēmā ķīmiska reakcija notiek spontāni, veidojot noteiktu produkta daudzumu. Kā mainās šādas sistēmas entropija?

1) palielinās

2) samazinās

3) nemainās

4) sasniedz minimālo vērtību

46 . Norādiet, kādos procesos un kādos apstākļos entropijas izmaiņas var būt vienādas ar procesa darbu?

1) izobārajos apstākļos pie konstantes P un T;

2) izohoriskā, pie nemainīgas Vi un T;

H) entropijas izmaiņas nekad nav vienādas ar darbu;

4) izotermiskos apstākļos, pie nemainīgas P un 47 . Kā mainīsies sistēmas TS saistītā enerģija sildot un kondensējoties?