Energia wewnętrzna (U, kJ/mol) to całkowita energia układu, równa sumie energię kinetyczną, potencjalną i inne rodzaje energii wszystkich cząstek tego układu. Jest to funkcja stanu, której przyrost jest równy ciepłu otrzymanemu przez układ w procesie izochorycznym.
Praca (A, kJ/mol) jest miarą energii kierunkowych form ruchu cząstek podczas interakcji układu z otoczeniem.
Ciepło (Q kJ/mol) jest miarą energii chaotycznych form ruchu cząstek podczas interakcji układu z otoczeniem.
Pierwsza zasada termodynamiki (Q= U+A) - ciepło dostarczone do układu zamkniętego jest wydawane na przyrost energia wewnętrzna systemu i dla systemu, przeciwko któremu będzie mógł działać siły zewnętrzne środowisko.
Entropia (S, J/mol . do S = Q (t)) jest funkcją stanu charakteryzującą stopień nieuporządkowania układu, tj. niejednorodność położenia i ruchu jego cząstek, której przyrost jest równy ciepłu dostarczonemu do układu w sposób odwracalny proces izotermiczny, podzielony przez temperatura absolutna, w którym proces jest realizowany.
Entalpia (H, kJ/mol, H = U+P V) jest funkcją stanu charakteryzującą stan energetyczny układu w warunkach izobarycznych.
Entalpia reakcji (roztwór H, kJ/mol) to ilość ciepła uwalnianego lub pochłanianego podczas reakcji chemicznych prowadzonych w warunkach izobarycznych.
Stan standardowy jest najbardziej stabilną formą w danej temperaturze (zwykle 298 K) i ciśnieniu 1 atm.
Warunki standardowe (s.u.) - ciśnienie: 101325 Pa = 1 atm = 760 mm Hg; temperatura: 25 0 C»298k; n(x)=1 mol.
Standardowa entalpia tworzenia proste substancje[H 0 arr298 (substancja, stan skupienia), kJ/mol] - w s.u. jest to akceptowane równy zeru dla prostych substancji w ich najbardziej stabilnych termodynamicznie stanach agregatowych i alotropowych.
Standardowa entalpia tworzenia substancje złożone
[N 0 spalanie (X), kJ/mol] - entalpia spalania (utleniania) 1 mola substancji do wyższe tlenki w środowisku tlenowym w warunkach otoczenia.
Entalpia rozpuszczania (H pH, kJ/mol) – efekt termiczny rozpuszczania solidny w warunkach izobarycznych.
Energia Gibbsa (G, kJ/mol) to energia swobodna, uogólniona termodynamiczna funkcja stanu układu, uwzględniająca energię i nieuporządkowanie układu w warunkach izobarycznych.
Pytania do samokontroli
1. Pojęcie termodynamika chemiczna: konstrukcja, układy termodynamiczne (izolowane, zamknięte, otwarte).
2. Układy jednorodne i niejednorodne; reakcje zachodzące w tych układach.
3. Wymień właściwości systemu decydujące o jego stanie.
4. Definiować i charakteryzować funkcje stanu systemu.
5. Rozwiń znaczenie semantyczne następujące koncepcje: energia wewnętrzna, praca, ciepło, entropia, pierwsza zasada termodynamiki, entalpia, entalpia reakcji, stan normalny, warunki standardowe, energia Gibbsa.
6. Prawo Hessa i główne konsekwencje z niego wynikające.
8. Rozwiąż problem, określ zawartość kalorii produkt spożywczy o masie 350 g, zawierający 50% wody, 30% białek, 15% tłuszczów i 5% węglowodanów.
9. Korzystając z danych referencyjnych, oblicz ilość ciepła, która zostanie wydzielona podczas utleniania glukozy o masie 90 g w warunkach otoczenia.
10. Korzystając z danych referencyjnych określić efekt cieplny reakcji syntezy eteru dietylowego stosowanego w medycynie do znieczulenia w temperaturze 298 K.
Do czego służy nasze źródło?
Głównym celem naszej witryny jest pomoc uczniom, którzy mają trudności z rozwiązaniem określonego zadania lub je ominęli temat szkoły. Nasze zasoby przyjdą również z pomocą rodzicom uczniów, którzy borykają się z trudnościami w sprawdzaniu prac domowych swoich dzieci.
W naszym zasobie znajdziesz gotowe zadania domowe dla wszystkich klas od 1 do 11. przedmioty akademickie. Na przykład GDZ można znaleźć w matematyce, języki obce, fizyka, biologia, literatura itp. Aby to zrobić, wystarczy wybrać żądaną klasę, wymagany przedmiot i Solvery GDZ odpowiedni autorzy, po czym musisz znaleźć wymaganą sekcję i uzyskać odpowiedź na zadanie. GD pozwalają szybko sprawdzić zadanie przydzielone uczniowi w domu, a także przygotować dziecko do sprawdzianu.
Jak dostać piątkę z pracy domowej?
Aby to zrobić, musisz przejść do naszego zasobu, w którym publikowane są gotowe zadania domowe ze wszystkich dyscyplin. program nauczania. Jednocześnie nie musisz martwić się błędami, literówkami i innymi niedociągnięciami w GDZ, ponieważ wszystkie przesłane u nas instrukcje zostały sprawdzone przez doświadczonych specjalistów. Wszystkie odpowiedzi na zadania domowe są prawidłowe, dlatego śmiało możemy powiedzieć, że za którekolwiek z nich otrzymacie piątkę! Ale nie powinieneś bezmyślnie kopiować wszystkiego do swojego notatnika, wręcz przeciwnie, musisz wykonać zadania samodzielnie, następnie sprawdzić je za pomocą GDZ i dopiero potem przepisać je na czystą kopię. To pozwoli Ci zdobyć niezbędną wiedzę i wielkie brawa.
GDZ w Internecie
Teraz nikt nie ma problemów z dostępem do GDZ, ponieważ nasze zasoby internetowe są dostosowane do wszystkich nowoczesnych urządzeń: komputerów stacjonarnych, laptopów, tabletów i smartfonów, które mają dostęp do Internetu. Teraz nawet podczas przerwy możesz wejść na naszą stronę ze swojego telefonu i znaleźć odpowiedź na absolutnie każde zadanie. Wygodna nawigacja i szybkie ładowanie strony pozwala na szybkie i wygodne wyszukiwanie i przeglądanie GDZ. Dostęp do naszego zasobu jest bezpłatny, a rejestracja jest bardzo szybka.
GDZ nowego programu
Program nauczania w szkole zmienia się okresowo, dlatego uczniowie stale potrzebują nowych pomoc naukowa, podręczniki i GDZ. Nasi specjaliści na bieżąco monitorują innowacje, a po ich wdrożeniu od razu zamieszczają nowe podręczniki i GD w zasobie, tak aby użytkownicy mieli dostęp do najnowsze wydania. Nasz zasób jest rodzajem biblioteki dla uczniów, której potrzebuje każdy uczeń udane studia. Niemal co roku program nauczania staje się coraz bardziej złożony, wprowadzane są nowe przedmioty i materiały. Studia stają się coraz trudniejsze, ale nasza strona internetowa ułatwia życie rodzicom i uczniom.
Pomoc dla studentów
Nie zapominamy o złożonym, intensywnym życiu studentów. Każdy nowy rok akademicki podnosi poprzeczkę w zakresie wiedzy, dlatego nie wszyscy uczniowie są w stanie podołać tak dużemu obciążeniu. Długie zajęcia, różne streszczenia, laboratorium i tezy zajmują prawie wszystko czas wolny studenci. Za pomocą naszej strony internetowej każdy uczeń może dokonać swojego życie codzienne. W tym celu niemal codziennie nasi specjaliści zamieszczają na portalu nowe prace. Teraz uczniowie mogą znaleźć u nas ściągawki do dowolnego zadania i to całkowicie bezpłatnie.
Teraz nie musisz codziennie nosić do szkoły ogromnej liczby podręczników
Aby zadbać o uczniów, nasi specjaliści zamieścili na stronie internetowej otwarty dostęp wszystkie podręczniki szkolne. Dlatego dziś może z nich skorzystać każdy uczeń czy rodzic, a uczniowie nie muszą już codziennie nadwyrężać pleców dźwigając do szkoły ciężkie podręczniki. Wystarczy, że pobierzesz niezbędne podręczniki na swój tablet, telefon itp. nowoczesne urządzenie, a podręczniki będą zawsze przy Tobie, gdziekolwiek. Można je także przeczytać online bezpośrednio na stronie – jest to bardzo wygodne, szybkie i całkowicie darmowe.
Gotowe eseje szkolne
Jeśli nagle pojawi się potrzeba napisania eseju na temat jakiejś książki, pamiętaj, że na naszej stronie zawsze znajdziesz ogromną liczbę gotowych eseje szkolne, które zostały napisane przez mistrzów słowa i zatwierdzone przez nauczycieli. Codziennie poszerzamy listę esejów, piszemy nowe eseje na wiele tematów i uwzględniamy rekomendacje użytkowników. Dzięki temu jesteśmy w stanie zaspokoić codzienne potrzeby wszystkich uczniów.
Do samodzielnego pisania esejów udostępniliśmy prace skrócone, które można również przeglądać i pobierać na stronie internetowej. Zawierają główne znaczenie szkoły dzieła literackie, co znacznie ogranicza naukę książek i oszczędza energię ucznia, której potrzebuje na naukę innych przedmiotów.
Prezentacje na różne tematy
Jeśli musisz pilnie coś zrobić prezentacja szkoły NA konkretny temat, o którym nic nie wiesz, to z pomocą naszego serwisu możesz to zrobić. Teraz nie musisz spędzać dużo czasu na wyszukiwaniu zdjęć, zdjęć, drukowanych informacji i konsultacjach na ten temat z ekspertami itp., Ponieważ nasze zasoby tworzą wysokiej jakości prezentacje z treściami multimedialnymi na dowolny temat. Nasi eksperci zamieścili post na stronie internetowej duża liczba prezentacje autorskie, które można przeglądać i pobierać bezpłatnie. Dzięki temu nauka będzie dla Ciebie bardziej edukacyjna i komfortowa, bo będziesz mieć więcej czasu na odpoczynek i inne przedmioty.
Nasze atuty:
* duża baza ksiąg i rejestrów publicznych;
* materiały aktualizowane są codziennie;
* dostęp z dowolnego nowoczesnego gadżetu;
* bierzemy pod uwagę życzenia użytkowników;
* sprawiamy, że życie uczniów, studentów i rodziców staje się bardziej swobodne i radosne.
Stale udoskonalamy nasze zasoby, aby życie naszych użytkowników było wygodniejsze i beztroskie. Z pomocą gdz.host będziesz doskonałym studentem, więc otworzą się przed tobą wspaniałe perspektywy dorosłe życie. W rezultacie Twoi rodzice będą z Ciebie dumni, ponieważ Ty będziesz dobry przykład dla wszystkich ludzi.
Aktualna wersja strony nie została jeszcze zweryfikowana
Aktualna wersja strony nie została jeszcze zweryfikowana przez doświadczonych uczestników i może znacząco różnić się od wersji zweryfikowanej 30 maja 2015 roku; wymagane są kontrole.
Nie ma jednolitej terminologii odnoszącej się do wielkości termodynamicznych. Tę samą wielkość fizyczną można nazwać współrzędną termodynamiczną, wielkością, zmienną, parametrem, funkcją lub po prostu właściwością, w zależności od kontekstu i roli, jaką odgrywa w określonej zależności termodynamicznej. Dla niektórych pojęć i terminów istnieją zalecenia IUPAC oraz zbiór definicji zalecanych przez Akademię Nauk ZSRR do stosowania w literaturze naukowej i technicznej, proces edukacyjny, normy i dokumentacja techniczna.
Diagram, oparty na zbiorze definicji i książce, przedstawia jedną z nich możliwe opcje klasyfikacja wielkości termodynamicznych:
Pod stan układu termodynamicznego zrozumieć całość jego właściwości. Wszystkie zmienne fizyczne i fizykochemiczne używane do opisu makroskopowych właściwości układu termodynamicznego, niezależne od prehistorii układu (jak doszło do powstania układu Stan aktulany), czyli całkowicie zdeterminowany stanem systemu ten moment nazywa się czas termodynamiczne zmienne stanu (parametry stanu , funkcje państwowe ).
Stan układu nazywa się stacjonarnym, jeżeli parametry układu nie zmieniają się w czasie. Stan równowagi termodynamicznej to szczególny przypadek stan stabilny. Każda zmiana stanu układu nazywana jest procesem termodynamicznym. W każdym procesie co najmniej jedna zmienna stanu musi się zmienić. Nazywa się ciągłym ciągiem stanów, które zastępują się nawzajem podczas przejścia układu ze stanu początkowego do stanu końcowego przez proces .
Ponieważ ta sama zmienna stanu w różne zadania może działać zarówno jako zmienna niezależna, jak i jako funkcja innych zmiennych niezależnych, terminy „funkcja stanu”, „parametr stanu” i „zmienna stanu” są czasami uważane za synonimy i każdą zmienną stanu nazywają funkcją stanu, bez dokonywania rozróżnienia wymagane przez matematykę pomiędzy funkcją, jej argumentami i współczynnikami liczbowymi zawartymi w definicji funkcji.
Zmienne stanu są ze sobą powiązane równaniami stanu (termicznym i kalorycznym) oraz innymi zależnościami (na przykład równaniem Gibbsa-Duhema), dlatego aby jednoznacznie scharakteryzować stan układu, wystarczy znać tylko kilka wielkości zwanych niezależne zmienne stanu. Pozostałe zmienne stanu są funkcjami zmiennych niezależnych – funkcjami stanu – i są jednoznacznie zdefiniowane, jeżeli podane zostaną wartości ich argumentów. Co więcej, w przypadku wielu problemów nie ma znaczenia, czy znane są konkretne równania stanu badanego układu; jedyną ważną rzeczą jest to, że odpowiednie zależności zawsze faktycznie istnieją. Liczba niezależnych zmiennych stanu zależy od charakteru konkretnego układu, a ich wybór jest dość dowolny i wynika ze względów celowości. Po dokonaniu wyboru zestaw używanych zmiennych nie może być dowolnie zmieniany w trakcie rozwiązywania problemu. Istotna część aparat matematyczny termodynamika klasyczna (w tym z wykorzystaniem Jakobianu i transformacji Legendre'a) jest właśnie poświęcona rozwiązaniu problemu zmiany zmiennych i przechodzenia od jednego zbioru zmiennych niezależnych do drugiego.
a w równaniu termicznym stanu gazu fotonowego objętość w ogóle nie pojawia się:
Prawdziwe jest również stwierdzenie odwrotne: jeśli zmiana wielkości termodynamicznej w cyklu wynosi zero, to wielkość ta jest zmienną stanu.
Przestrzeń stanów, powierzchnia termodynamiczna, diagramy fazoweAbstrakcyjna przestrzeń utworzona dla zamkniętego układu termodeformacyjnego przez trzy zmienne stanu, z których dwie są niezależne, a trzecia jest ich funkcją, nazywa się termodynamiczną przestrzeń stanu (przestrzeń termodynamiczna). Zmienne P-V-T-przestrzenie stanów są połączone równanie termiczne państwo
odpowiedni powierzchnia termodynamiczna - lokalizacja geometryczna punkty graficzne, odzwierciedlający stan układu w przestrzeni termodynamicznej. Procesowi w przestrzeni stanów odpowiada linia leżąca na tej powierzchni.
Niektórzy autorzy sugerują, że przestrzeń termodynamiczna jest tworzona wyłącznie przez zmienne niezależne, to znaczy w rozważanym przez nas przypadku nie jest trójwymiarowa, ale dwuwymiarowa i reprezentuje termodynamiczny diagram stanu - projekcja płaska trójwymiarową powierzchnię termodynamiczną do jednej z trzech płaszczyzny współrzędnych. Każdy stan systemu ma odwracalne i unikalne powiązanie z punktem na diagramie stanów proces termodynamiczny- linia, która jest włączona P-V-nazywa się schemat izotermy, P-T-schemat - izochory, NA V-T-schemat - izobary. Jeśli na diagramie fazowym naniesione są izolinie, wówczas proces jest przedstawiany jako odcinek izotermy, izochory lub izobary.
Nazywa się trójwymiarowy obraz powierzchni termodynamicznej układu heterogenicznego diagram fazowy objętości (przestrzenny diagram fazowy, trójwymiarowy diagram fazowy, Diagram stanu 3D ):
Rzut powierzchni termodynamicznej układu heterogenicznego na P-T- płaszczyzna współrzędnych to diagram fazowy, czyli diagram stanu z naniesionymi na nim liniami równowagi fazowej:
W termodynamice zmienne stanu dzielą się na dwie klasy - te, które mają określoną wartość w każdym punkcie, oraz te, które mają sens tylko dla układu jako całości lub jego części o skończonych wymiarach i mają właściwość addytywność wielkości. Addytywność zmiennej stanu oznacza, że jej wartości można sumować w taki sposób, że wartość zmiennej dla układu jest równa sumie wartości tej zmiennej dla wszystkich części systemu.
Zmienne stanu układ jednorodny, niezależnie od jego wielkości, nazywane są intensywny. Termodynamika uważa każdą wielkość intensywną za lokalna zmienna makroskopowa, co ma dość konkretna wartość w każdym punkcie systemu. Intensywne zmienne termodynamiczne to na przykład ciśnienie, temperatura, potencjał chemiczny, stężenie, gęstość, wielkości molowe i specyficzne.
Rozległy nazywa się zmienną stanu określoną przez globalnie, czyli w zależności od wielkości systemu i charakteryzujących się nie dany punkt przestrzeń i pewna skończona część systemu lub system jako całość. Ponieważ zmienne ekstensywne mają właściwość addytywności, terminy „ekstensywny” i „addytywny” stosowane do zmiennych stanu są zwykle uważane za synonimy. Addytywność zmiennej ekstensywnej oznacza, że zmienną tę można zdefiniować dla dowolnych układów termodynamicznych, także niejednorodnych (które zawsze można podzielić na części jednorodne, jeśli przy wprowadzaniu danej zmiennej początkowo uznano za konieczny wymóg jednorodności).
Przykładami parametrów rozbudowanych są objętość, masy substancji, energia wewnętrzna, entropia, potencjały termodynamiczne.
Metoda ich pomiaru przez porównanie ze wzorcem opiera się na właściwości addytywności wielkości ekstensywnych. Pomiar wielkości intensywnej polega na wykorzystaniu zależności między zmianami wielkości intensywnej z jednej strony a zmianami odpowiedniej wielkości ekstensywnej z drugiej strony. Do pomiaru temperatury termometrem cieczowym można posłużyć się objętością alkoholu lub jako taką obszerną ilością.
Z terminologicznego punktu widzenia równie słuszne jest mówienie o dowolnym rozwiązaniu jako o układzie jednorodnym i jednofazowym, jak i o kostkach lodu w wodzie jako o układzie heterogenicznym i dwufazowym. Wybór najbardziej odpowiedniego terminu zależy od sformułowania rozważanego problemu, ponieważ różnica w terminach „układ termodynamiczny” i „faza termodynamiczna” odzwierciedla różnicę w podejściu do opisu układu i fazy. Stan fazy rozumiany jest jako zbiór zmiennych intensywnych służących do jej opisu. Charakteryzują się tak intensywnymi wielkościami, jak gęstość, pojemność cieplna, współczynnik rozszerzalności cieplnej itp właściwości termodynamiczne pojedyncza substancja lub roztwór tworzący fazę. Samo pojęcie fazy termodynamicznej zostało wprowadzone przez Gibbsa w celu „posiadania terminu, który odnosi się jedynie do składu i stanu termodynamicznego […] ciała i dla którego jego wielkość lub kształt nie ma znaczenia”.
Za zadanie stan termodynamiczny układu, czyli ogółu jego właściwości, nie wystarczy znać właściwości faz tworzących ten układ: w zestawie niezależnych zmienne systemowe Należy przedstawić co najmniej jedną wielkość rozległą, na przykład objętość lub masę układu.
Nazywa się liczbę niezależnych zmiennych intensywnych niezbędnych do ustalenia stanu wszystkich faz systemu zmienność systemu. Nazywa się liczbę zmiennych niezależnych niezbędnych do ustalenia stanu układu, biorąc pod uwagę masy wszystkich jego faz pełna (ogólna) zmienność systemu. Zmienność i całkowitą zmienność systemu można znaleźć za pomocą reguły fazowej Gibbsa.
Poniżej wymieniono niektóre uogólnione współrzędne i siły:
Napiszmy dla równowagowego jednorodnego układu termodynamicznego bez dzielenia naturalnych zmiennych niezależnych energii wewnętrznej na entropię, uogólnione współrzędne i masy składników
zadzwońmy termodynamiczne potencjały interakcji. Korzystając ze współrzędnych stanu i potencjałów, otrzymujemy postać różniczkową podstawowego równania Gibbsa w kategoriach energii poniższy formularz :
Biorąc to pod uwagę współrzędna termiczna istnieje entropia, potencjał termiczny- bezwzględna temperatura termodynamiczna, współrzędna deformacji płynu- tom , potencjał deformacji płynu- ciśnienie od znak ujemny, dla zamkniętego układu termodeformacyjnego otrzymujemy podstawowe równanie termodynamiki w tradycyjnej postaci:
Terminy „współrzędne stanu termodynamicznego” i „potencjały interakcji termodynamicznych” są używane w zaproponowanym przez A. A. Gukhmana systemie konstruowania i prezentacji termodynamiki. Porzucenie tradycyjnej terminologii i przejście do czegoś nowego aparat pojęciowy pozwala systemowi Gukhmana uniknąć kolizji związanych z niekonwencjonalnym użyciem ustalonych terminów.
Czasami zmienne stanu są podzielone na zewnętrzny, charakteryzujące środowisko i niezależne od stanu rozpatrywanego systemu, oraz wewnętrzny charakteryzujący badany system. Inna definicja identyfikuje zmienne zewnętrzne za pomocą uogólnionych współrzędnych termodynamicznych. Poniższa definicja utożsamia zmienne zewnętrzne (objętość, entropię i masę układu) ze współrzędnymi stanu termodynamicznego. Według kolejnej definicji zmienne zewnętrzne (objętość, intensywność pole siłowe itp.) istnieją zmienne stanu, które charakteryzują system, ale są oceniane na podstawie stanu środowiska zewnętrznego. Inaczej mówiąc, są to funkcje cech środowiska (funkcje współrzędnych ciał zewnętrznych), zależne od tego, gdzie przebiega granica pomiędzy systemem a systemem. otoczenie zewnętrzne (ciała zewnętrzne) oraz od warunków w jakich system jest zlokalizowany, tak aby w różne sytuacje ta sama wielkość może działać zarówno jako zmienna zewnętrzna, jak i wewnętrzna. Na przykład przy ustalonym położeniu ścian naczynia objętość płynu jest zmienną zewnętrzną, a ciśnienie jest zmienną wewnętrzną; w innych warunkach, gdy układ znajduje się w cylindrze z ruchomym tłokiem pod stałym ciśnieniem, wówczas ciśnienie będzie zewnętrzne, a objętość będzie zmienną wewnętrzną (objętość solidny- zmienna wewnętrzna, ponieważ nie zależy od właściwości otaczających ją ciał). Konwencja podziału zmiennych stanu na zewnętrzne i wewnętrzne jest oczywista: rozpatrywany system i jego otoczenie można zawsze rozpatrywać jako część jednego rozszerzonego systemu składającego się z badanego systemu i jego otoczenia, a dla tak rozszerzonego układu wszystkie zmienne stanu które nas interesują, można uznać za wewnętrzne.
Oprócz wymienionych istnieją inne interpretacje terminu „zmienna zewnętrzna”. Brak ogólnie przyjętej interpretacji utrudnia korzystanie z widoku zmiennych zewnętrznych.
Temperatura systemu jest zwykle klasyfikowana jako zmienna wewnętrzna, ale czasami jest klasyfikowana jako zmienna zewnętrzna.
Zmienne zewnętrzne są ważne dla tych metod konstruowania/prezentowania termodynamiki, w których układ termodynamiczny rozpatrywany jest jako czarna skrzynka: poprzez zmianę zmiennych zewnętrznych (bezpośrednio związanych z pracą wykonaną nad układem - lub nad układem
Standard wielkości termodynamiczne.
Wielkość zmiany energii Gibbsa podczas reakcji zależy od temperatury, A także od charakteru i stężenia substancji pobranych oraz substancji powstałych. Dla ułatwienia porównania różne reakcje Zwyczajowo porównuje się wartości ΔG w standardowych warunkach, tj. przy tych samych stężeniach substancji (stan czysty dla poszczególne substancje); stężenie równe 1 mol na 1000 g rozpuszczalnika (dla roztworów); ciśnienie cząstkowe równe normalnemu ciśnieniu atmosferycznemu gazów. Stan substancji w warunkach standardowych nazywa się stanem standardowym.
Wielkości termodynamiczne charakteryzujące substancję w jej wnętrzu stan standardowy, nazywane są wartościami standardowymi. Zmiany wielkości termodynamicznych podczas reakcji, podczas której substancje wyjściowe w stanie standardowym przekształcają się w produkty reakcji, także w stanie standardowym, nazywane są zmianami standardowymi odpowiednich ilości. Wartości standardowe a ich zmiany są zwykle oznaczane znakiem „o”. Na przykład standardowa entropia jest oznaczona symbolem S°, standardowa zmiana entalpii - ΔН°, standardowa zmiana energii Gibbsa - ΔG 0.
Standardowa zmiana energii Gibbsa reakcji jest powiązana ze stałą równowagi reakcji równaniem:
ΔG 0 = - 2,3RTlgK p (19)
Podstawiając wartość R = 8,314 J/(mol K) wartość ΔG 0 będzie wyrażona wzorem ΔG 0 = - 2,3 8,314T lg K = - 19,15 T log Kr, J/mol
ΔG 0 = - 0,01915T lg Kr , kJ/mol (20)
Równanie to pozwala, znając ΔG 0, obliczyć stałą równowagi i odwrotnie, wyznaczyć ΔG 0 reakcji na podstawie doświadczalnie ustalonej wartości stałej równowagi. Obowiązuje dla każdej temperatury, ale częściej stosuje się ją dla 25 ° C (298 K); temperatura ta jest akceptowana jako standard. Temperatura jest wskazywana indeksem dolnym
ΔG 0 293 = - 0,01915 298 lg K 298, kJ/mol
Lub ΔG 0 293 = - 5,71 lg K 298 (21)
Przy obliczaniu standardowych zmian entalpii i energii Gibbsa reakcji zwykle stosuje się standardowe entalpie i energie Gibbsa tworzenia substancji. Wartości te reprezentują reakcje tworzenia ΔН 0 293 i ΔG 0 293 tej substancji od prostych w standardowych warunkach. Co więcej, jeśli pierwiastek tworzy kilka prostych substancji, wówczas wybierana jest najbardziej stabilna z nich (w danych warunkach). Zakłada się, że entalpia tworzenia i energia Gibbsa tworzenia najbardziej stabilnych substancji prostych wynoszą zero.
Zgodnie z prawem Hessa, standardowa zmiana entalpii reakcji(w skrócie: standardowa entalpia reakcji) jest równa sumie standardowych entalpii tworzenia produktów reakcji minus suma standardowych entalpii tworzenia substancji wyjściowych. Podobnie, standardowa zmiana energii Gibbsa reakcji (w skrócie standardowa energia Gibbsa reakcji) jest równa sumie standardowych energii Gibbsa tworzenia produktów reakcji minus suma standardowych energii Gibbsa tworzenia wyjściowych materiały. W tym przypadku wszystkie podsumowania dokonywane są z uwzględnieniem liczby moli substancji biorących udział w reakcji zgodnie z jej równaniem.
Ta i kilka innych podręczników podają wartości standardowej entalpii tworzenia ( ΔН 0 298) i standardowa entropia (S°) substancji. Aby obliczyć standardową energię tworzenia Gibbsa ( ΔG 0 298 forma) substancji, należy najpierw obliczyć standardową entropię tworzenia ( Δ S o 6р) substancji, a następnie skorzystaj ze wzoru
ΔG arr = ΔН arr - TΔS arr
Przykład 1. Oblicz ΔН 0 298, efekt termiczny w temperaturze 298 K i stałym ciśnieniu oraz reakcje ΔG 0 293:
Obliczenie ΔН 0 298 i efekt termiczny reakcji. Znajdujemy w tabeli. _. ΔH 0 298 Fe 2 O3 (-822,2 kJ/mol) i A1 2 O 3 (-1676,0 kJ/mol) w 298 K i wykonaj sumowanie algebraiczne:
ΔН 0 298 = - 1676,0 - (-822,2) = - 853,8 kJ
Ponieważ zmiana entalpii reakcji jest równa co do wielkości, ale ma przeciwny znak efekt termiczny przy stałej temperaturze i ciśnieniu, wówczas zostanie napisane równanie termochemiczne reakcji w następujący sposób: Fe 2O 3 + 2A1 = A1 2 O 3 + 2Fe + 853,8 kJ.
Na niskie temperatury znak zmiany entalpii reakcji może służyć do przybliżonego określenia możliwego kierunku reakcji. Otrzymane dla rozważanej reakcji negatywne znaczenieΔН 0 wskazuje na możliwość jego samoistnego wystąpienia w wystarczająco niskich temperaturach; Ponadto duża wartość bezwzględna ΔН 0,298 pozwala z wystarczającym prawdopodobieństwem założyć, że w warunkach niewiele odbiegających od warunków standardowych reakcja ta może przebiegać także w kierunku do przodu.
Obliczanie ΔG° 298 reakcje . Znajdujemy w tabeli_. ΔG o 6 p Fe 2 O 3 (-740,3 kJ/mol) i A1 2 Oz (-1582 kJ/mol) w 298 K i dodać: ΔG° 298 = - 1582 - (-740,3) = - 831,7 kJ
Otrzymana wartość ujemna ΔG° 298 potwierdza wniosek wyciągnięty na podstawie oceny reakcji ΔH 0 298. Zbliżenie znalezionych wartości ΔН 0 298 i ΔG° 298 wynika w szczególności z faktu, że w trakcie rozpatrywanej reakcji liczba cząsteczek gazu nie ulega zmianie (w naszym przykładzie nie zmieniają się ani substancje wyjściowe, ani produktami reakcji są gazy). Kiedy zmienia się liczba cząsteczek gazu, entropia układu może się znacznie zmienić (przejściu w stan gazowy towarzyszy silny wzrost nieuporządkowania molekularnego!), w wyniku czego wartości ΔG° 298 i ΔH 0 298 może nie tylko zauważalnie różnić się wartością, ale nawet mieć różne znaki(patrz przykład 2). Dlatego w takich przypadkach znak ΔG° 298 nie może służyć jako jednoznaczne kryterium kierunku samorzutnego wystąpienia reakcji.
Duża wartość bezwzględna ΔG° 298 znaleziona dla rozpatrywanej reakcji pozwala z wystarczającym prawdopodobieństwem mówić o możliwości wystąpienia tej reakcji w kierunku do przodu nie tylko w temperaturze standardowej (25°C), ale także w innych temperaturach. W przypadku małych wartości bezwzględnych ΔG° 298 również dla reakcji zachodzących ze zmianą liczby cząsteczek gazu, nie można wyciągnąć takiego wniosku; w takich przypadkach należy znać zależność ΔG° 298 od temperatury.
Przykład 2. Oblicz ΔH 0,298, efekt termiczny przy 298 K i stałym ciśnieniu oraz ΔG° 298 reakcji: CuO + C = Cu + CO
ObliczenieΔН 0 298 reakcje. Znajdujemy w tabeli. 7. ΔH 0 298 CuO (-162,0 kJ/mol) i CO (-110,5 kJ/mol) w 298 K i dodać: ΔH 0 298 = -110,5-(-162,0) = 51,5 kJ
Zatem CuO + C = Cu + CO - 51,5 kJ
Wynikowa wartość ΔН 0,298 jest dodatnia, ale ma małą wartość bezwzględną. Nie może zatem stanowić kryterium kierunku reakcji nawet w niskich temperaturach, tym bardziej, że w rozpatrywanym przypadku w wyniku reakcji zmienia się liczba cząsteczek gazu.
ObliczenieΔG° 298 reakcje. Znajdujemy w tabeli. _. ΔG° 298 arr CuO (-129,4 kJ/mol) i CO (-137,1 kJ/mol) w 298 K i dodać: ΔG° 298 = - 137,1 - (-129,4) = - 7,7 kJ
Wynikowa wartość ΔG° 298 jest również niewielka całkowita wartość, ale negatywny. Wskazuje na możliwość wystąpienia reakcji w kierunku do przodu w warunkach standardowych, nie daje jednak podstaw do wnioskowania o jej kierunku w warunkach innych niż standardowe.
W w tym przykładzie różne znaki ΔН 0 298 i ΔG° 298 można wytłumaczyć wzrostem liczby cząsteczek gazu podczas reakcji i związanym z tym wzrostem entropii. Dlatego możliwe jest spontaniczne wystąpienie endotermicznej reakcji redukcji miedzi.
Przykład 3. Oblicz stałą równowagi reakcji:
NH3 + HC1 = NH4C1
Na początek wyznaczmy reakcję ΔG° 298. Aby to zrobić, znajdziemy w tabeli. _. ΔG° 298 NH 3 (-16,7 kJ/mol), HCl (-94,8 kJ/mol) i NH 4CI (-203,2 kJ/mol) w 298 K i dodać:
AG° 98 = - 203,2 - (-16,7 - 94,8) = - 91,7 kJ
Teraz podstawiamy do równania znalezioną wartość ΔG° 298. Otrzymujemy: -91,7 = - 5,71 1g K 298, stąd 1g K 298 = 16; tj. K 298 = 10 16
Bardzo ważne stała, którą znaleźliśmy, pokazuje, że w temperaturze standardowej równowaga
NH3 + HC1 ↔ NH4Cl
mocno przesunięty w prawo; innymi słowy, w standardowych warunkach chlorek amonu jest stabilnym związkiem.
Tabela _.
Standardowa entalpia tworzenia i standardowa energia Gibbsa tworzenia niektórych substancji w temperaturze 298 K (25 ° C)
Skrócone oznaczenia stanu skupienia substancji: g - gazowy, g - ciekły, j - krystaliczny.
| Energia wewnętrzna | U, kJ/mol | Całkowita Energia układu, równa sumie energii kinetycznej, potencjalnej i innych rodzajów energii wszystkich cząstek tego układu. Jest to funkcja stanu, której przyrost jest równy ciepłu otrzymanemu przez układ w procesie izochorycznym |
| Stanowisko | A, kJ/mol | Miara energii kierunkowych form ruchu cząstek podczas oddziaływania układu z otoczeniem |
| Ciepło | Q, kJ/mol | Miara energii chaotycznych form ruchu cząstek podczas interakcji układu z otoczeniem. |
| Pierwsza zasada termodynamiki | ∆Q =∆ U + A | Ciepło dostarczane do układu jest zużywane na zwiększenie energii wewnętrznej układu i wykonanie pracy układu przed zewnętrznymi siłami środowiska |
| Entropia | S, J/(mol∙K) ∆S =Q / T, ∆S 0 r -tions =∑n i S i 0 (cd.). - ∑ n i S i 0 (ref.) | Funkcja stanu charakteryzująca stopień nieuporządkowania układu |
| Entalpia | N, kJ/mol ∆Н =∆U + p∆V | Funkcja stanu charakteryzująca stan energetyczny układu w warunkach izobarycznych |
| Entalpia reakcji (wniosek z prawa Hessa) | ∆Н 0 r-tion =∑n i Н i 0 (cd.). - ∑ n i Н i 0 (ref.)i 0 | Efekt termiczny reakcji w warunkach izobarycznych zależy od charakteru i stanu materiałów wyjściowych i produktów reakcji, ale nie zależy od drogi, wzdłuż której zachodzi reakcja |
| Energia Gibbsa | G, kJ/mol ∆G = ∆H- T∆S ∆G 0 r-tions =∑n i G ja 0 (cd.). - ∑ n i G i 0 (ref.)i 0 | Energia swobodna, funkcja stanu układu z uwzględnieniem energii i nieporządku układu w warunkach izobarycznych |
Rozwiązanie typowe zadania
1. Napiszmy równanie
2. Zapisz nr
3. Zapisz wartości DH 0
4. Przeprowadźmy obliczenia korzystając ze wzoru: DН 0 reagują = åDН 0 prod -åD Н 0 out
Zadanie 1. Określ efekt cieplny reakcji tlenku glinu i tlenku siarki (VI) z utworzeniem soli - siarczanu glinu.
Al 2 O 3 (t) + 3SO 3 (t) = Al 2 (SO 4) 3 (t) Zapisz n i DH 0
DN 0 298 -1676 -396 -3442
DН 0 reakcja = å(n ∙DН 0 kontynuacja) - å(n∙D Н 0 wyjście);
gdzie å jest znakiem sumowania;
n – współczynniki stechiometryczne;
DН 0 - standardowe entalpie tworzenia substancje chemiczne;
Algorytm obliczania entalpii reakcji:
1) Tworzymy równanie reakcji, wskazując stan agregacji substancji z prawym dolnym indeksem.
2) Korzystając z tabeli w załączniku, znajdujemy wartości DН 0 298 dla tworzenia Al 2 O 3, SO 3, Al 2 (SO 4) 3 i pod każdym symbol chemiczny w równaniu reakcji podpisujemy wartość DН 0 298, wziętą z tabeli, przez mnożnik równy współczynnikowi stechiometrycznemu;
3) Sumujemy wszystkie entalpie produktów reakcji i odejmujemy od nich sumę entalpii substancji wyjściowych.
4) Obliczenie: DН= (-3442) – = -578 kJ, tj. reakcja egzotermiczna
Odpowiedź: DH= -578 kJ.
Zadanie 2. Jaki jest znak DN, DS i TDS dla reakcji egzotermicznej:
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g)
Odpowiedź: reakcja jest egzotermiczna, tj. DH< 0.
W miarę upływu czasu objętość układu maleje (z 3 mol substancje gazowe Powstają 2 mole), tj. DS<0, поэтому TDS<0.
Zadanie 3. W którym kierunku - do przodu czy do tyłu - zachodzi reakcja 2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g)?
a) T=298 0 K (25 0 C), jeżeli DN= -484 kJ, TDS= -26 kJ
b) T=1000 0 K (737 0 C), jeżeli DN= -484 kJ, TDS= -890 kJ
Rozwiązanie:
Reakcja jest możliwa jeżeli jest spełniony warunek: DN – TDS< 0
Podstawmy w tym wyrażeniu wartości DN i TDS.
a) przy T=298 0 K: -484-(-26) = -458 kJ,
te. reakcja przebiega w kierunku do przodu, o jej realizacji decyduje współczynnik entalpii.
b) T=1000 0 K: -484-(-890) = 406 kJ,
w kierunku do przodu reakcja jest niemożliwa ze względu na współczynnik entropii TDS (w wartości bezwzględnej) >DN.
Zadanie 4.
Czy reakcja redukcji tlenku żelaza(III) z wodorem może zachodzić w warunkach normalnych, jeśli DS = 0,1387 kJ/mol · 0 K? W jakiej temperaturze będzie przebiegał ten proces?
Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2 Fe + 3H 2 O, DH = 96,61 kJ
Rozwiązanie:
DG = DH-TDS = 96,61-298×0,1387 = 55,28 kJ/mol;
w standardowych warunkach reakcja ta jest niemożliwa, ponieważ DG > 0, w tych warunkach następuje korozja (reakcja utleniania żelaza).
Obliczmy temperaturę, w której ta reakcja staje się możliwa (Równowaga: DG = 0 Þ DH=TDS).
Odpowiedź : dlatego w T ~ 696,5 · 0 K rozpoczyna się reakcja redukcji tlenku żelaza (III).
Zadanie 5. Wyznaczyć kierunek reakcji w układzie
CH 4 + CO 2 « 2СО + 2Н 2
Obliczmy wartość DG 0 298 reakcji bezpośredniej. Z tabeli wynika, że dla CH 4 wartość ta wynosi 50,85 kJ/mol, dla CO 2 – 394,37 kJ/mol, dla CO – 137,15 kJ/mol, a dla H 2 0 kJ/mol. Zgodnie z drugim następstwem prawa Hessa
DG 0 298 = – [(- 50,85) + (- 394,37)] =
170,92 kJ/mol
Odpowiedź: Ponieważ otrzymana wartość jest większa od zera, w normalnym stanie układu nie może nastąpić bezpośrednia reakcja.
Zadanie 6.
Korzystając z danych referencyjnych (patrz załącznik), oblicz zmianę entropii, energii Gibbsa i entalpii w procesie asymilacji sacharozy w organizmie człowieka, co sprowadza się do jej utlenienia:
C 12 H 22 O 11 (k) + 12 O 2 (g) → 12 CO 2 (g) + 11 H 2 O (F)
n mol 1 12 12 11
∆H 0 kJ/mol-2222 0 –393,5 -286
∆ S 0 D w/mol360 205 214 70
∆ G 0 kJ/mol-1545 0 –394,4 -237
Rozwiązanie:
Reakcja ∆ H 0 = -
[∆ N 0 na zewnątrz. (C 12 H 22 O 11 (k)) + 12 ∆ H 0 out (O 2 (g)) ] = - [ -2222 + 12 0] = -5646 kJ/mol;
Reakcja ∆ S 0 = -
[∆ S 0 na zewnątrz. (C 12 H 22 O 11 (k)) + 12 ∆ S 0 out (O 2 (g)) ] = - = + 723 J/(mol K)
Reakcja ∆ G 0 = -
[∆ G 0 na zewnątrz. (C 12 H 22 O 11 (k)) + 12 ∆ G 0 out (O 2 (g)) ] = - [ (-1545)- 12 0] = -5794,8 kJ/mol;
Odpowiedź: ∆ reakcja H 0 = -5646 kJ/mol;
∆ Reakcja S 0 = + 723 J/(mol K);
∆ Reakcja G 0 = -5794,8 kJ/mol;
Zadania indywidualne niezależna praca
53. – 77. Na podstawie standardowych entalpii tworzenia ΔН 0 298 i entropii absolutnych DS 0 298 podanych w załączniku dla każdego wariantu substancji wyznaczyć:
· Reakcje ΔH 0 298, reakcje DS 0 298 i reakcje DG 0 298.
· Wyciągnąć wniosek na temat prawdopodobieństwa termodynamicznego reakcji zachodzącej w warunkach standardowych;
· Sformułuj prawa termochemii, które wykorzystałeś do rozwiązania tego problemu.
| Opcja | Równanie reakcji | Opcja | Równanie reakcji |
| CO (g) + H 2 O (l) → CO 2 (g) + H 2 (g) | 2H 2 S + 3 O 2 → 2 H 2 O +2SO 2 | ||
| H2 + Cl2 → 2HCl | CO + Cl 2 → COCl 2 | ||
| 2C 2H 2 + 5O 2 → 4CO 2 +2H 2 O | 4NH3+3O2 → 6H2O + 2N2 | ||
| H 2 + CO 2 → CO + H 2 O | CS 2 + 3O 2 → CO 2 + 2SO 2 | ||
| CO + 3H 2 → CH 4 + H 2 O | Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + +3CO 2 | ||
| C 2 H 4 + 3 O 2 → 2 CO 2 + 2 H 2 O | 2H 2 S + SO 2 → 3 S + 2 H 2 O | ||
| 4NH3+5O2 → 4NO + 6H2O | 2CH3OH+3O2 → 2CO2 + 4H2O | ||
| NH 3 + HCl →NH 4 Cl | CO + H 2 O → H 2 + CO 2 | ||
| 2H 2 O 2 → 2 H 2 O + O 2 | 2C 2H 6 +7O 2 → 4CO 2 +6H 2O | ||
| 2SO 2 + O 2 →2SO 3 | CH 4 +2O 2 →CO 2 + 2H 2 O | ||
| SO 2 + NO 2 → SO 3 + NO | 4HCl + O2 → 2H2O +2Cl2 | ||
| CH 4 + 4Cl 2 →CCl 4 +4HCl | 2PH 3 + 4O 2 → P 2 O 5 + 3H 2 O | ||
| SO 2 + 2H 2 S →3S + 2 H 2 O |
78. Oblicz zmianę entropii, gdy 1 mol lodu o temperaturze -5 0 C zamieni się w parę wodną o temperaturze 105 0 C?
79. Oblicz energię Gibbsa w temperaturze 373 K, jeśli reakcja ΔH 0 wynosi 13873 J/mol, S = 42,2 J/(mol∙K)
80. Efekt cieplny reakcji spalania ciekłego benzenu z utworzeniem pary wodnej i dwutlenku węgla wynosi -3135,58 kJ. Zapisz równanie termochemiczne tej reakcji i oblicz ciepło tworzenia benzenu.
81. – 86. Korzystając z danych podanych w tabeli, oblicz temperaturę (K), w której oba kierunki reakcji są jednakowo prawdopodobne:
| Opcja | Równanie reakcji | ΔН 0, kJ | ∆S 0 , J/(mol∙K) |
| CO 2 (g) + C (t) ↔ 2 CO (g) | +173 | +176 | |
| N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2NH 3 (g) | -92 | -201 | |
| CO (g) + H 2 (g) ↔ C (t) + H 2 O (g) | -132 | -134 | |
| 2NO (g) + O 2 (g) ↔ 2NO (g) | -116 | -147 | |
| PCl 5 (g) ↔ PCl 3 (g) + Cl 2 (g) | +88 | +171 | |
| 2NO 2 (g) ↔ N 2 O 4 (g) | -57 | -176 |
Kinetyka
Odpowiedz na pytania:
1. Jaka jest charakterystyka kinetyczna Reakcja chemiczna?
2. Co oznacza szybkość reakcji chemicznej?
3. Dlaczego w równaniu chwilowa prędkość reakcje mają dwa znaki przed pochodną?
4. Wymień czynniki od których zależy szybkość reakcji chemicznej.
5. Czym różni się nagranie? równanie kinetyczne dla reakcji jednorodnych od heterogenicznych?
6. Jaki etap złożona reakcja zwane ograniczaniem?
7. Która reakcja jest reakcją pierwszego rzędu? Jakie równanie to opisuje?
8. W jakim przypadku kolejność reakcji i molekularność reakcji
a) pasuje, b) nie pasuje? Który przypadek jest częstszy?
9. Które znaczenie fizyczne stałe szybkości? Od jakich czynników to zależy?
10. Jaki jest wymiar stałych szybkości reakcji pierwszego i drugiego rzędu?
11. Dlaczego w większości przypadków szybkość reakcji chemicznej zależy od stężenia reagujących cząsteczek?
13. Dlaczego szybkość reakcji wzrasta wraz ze wzrostem temperatury? Co to jest aktywacja energetyczna? Jak i dlaczego jest to ustalane?
14. Jakie znasz teorie wyjaśniające zależność szybkości reakcji od temperatury? Jakie są ich podobieństwa i różnice?
15. Jaka jest istota teorii Arrheniusa opisującej wpływ temperatury na szybkość reakcji?
16. Jak szybkość reakcji zależy od energii aktywacji? Jakie znasz źródła aktywacji molekularnej?
17. Wymień znane ci rodzaje katalizy. Jakie są cechy procesów katalitycznych? Wskaż konkretne przykłady znaczenie katalizy w przemyśle i życiu istot żywych
18. Jaka jest specyfika i selektywność katalizatorów? Pokaż to na przykładach.
19. Dlaczego katalizatory nie wpływają na przesunięcie równowagi?
20. Jak różne teorie wyjaśnić działanie katalityczne? Jakie są cechy kataliza heterogeniczna?
21. Jaką katalizę nazywamy enzymatyczną? Jakie są cechy kataliza enzymatyczna? Podaj przykłady procesów zachodzących pod działaniem enzymów.
22. Podaj przykłady substancji będących inhibitorami nitryfikacji, inhibitorami procesów redoks zachodzących podczas przechowywania produktów.
23. Podaj przykład reakcji chemicznej, dla której pożądana byłaby stosunkowo niska energia aktywacji. W jakich przypadkach pożądane jest posiadanie więcej wysokiej energii aktywacja?
24. Wiadomo, że w glebach, na których rosną rośliny strączkowe, azot przekształca się z powietrza w substancję chemiczną połączony formularz, a w roślinach zielonych zachodzi bezpośrednia synteza białek z azotanów i związków amonowych. Dlaczego przy tych samych temperaturach, stężeniach i ciśnieniach wymienione procesy nie są w pełni wykonalne chemicznie w laboratorium lub warunki produkcyjne?
25. Jakie reakcje nazywamy fotochemicznymi? Jakie wzorce ilościowe opisują te procesy?
26. Jaki jest wpływ światła na reakcje fotochemiczne?
27. Jaka jest istota fotosyntezy? Jakie są etapy procesu fotochemicznego?
28. Co to jest wydajność kwantowa?
29. Jaka jest istota prawa Grothusa? Jak ilość substancji reagującej podczas fotosyntezy zależy od mocy światła i czasu naświetlania rośliny?
30. Jaka jest istota prawa równoważności fotochemicznej Einsteina?
Pytania wielokrotnego wyboru
31. Podczas reakcji chemicznej energia cieplna układ reakcji:
a) nie zmienia się; b) zostaje wchłonięty
c) wyróżnia się; d) mogą być wchłaniane i uwalniane.
32. Szybkość reakcji chemicznej charakteryzuje się:
a) zmiana ilości substancji na jednostkę czasu w jednostce objętości lub jednostce powierzchni;
b) czas, w którym kończy się reakcja chemiczna;
c) numer jednostki strukturalne substancje, które weszły w reakcję chemiczną;
d) ruch cząsteczek lub jonów reagujących substancji względem siebie.
33. Szybkość reakcji chemicznej cynku z kwasem zależy od:
a) spadek ciśnienia;
b) charakter kwasu;
c) wzrost ciśnienia;
d) obecność katalizatora.
34. Gdy temperatura wzrośnie o 30 0, szybkość reakcji wzrośnie 8 razy. Co jest równe współczynnik temperatury reakcje?
a) 8; b) 2; o 3; d) 4
35. Szybkość bezpośredniej reakcji N 2 + 3H 2 = 2NH 3 + Q wzrasta, gdy:
a) wzrost stężenia azotu;
b) spadek stężenia azotu;
c) wzrost stężenia amoniaku;
d) spadek stężenia amoniaku
36. Ile razy zmieni się szybkość reakcji 2 A + B = 2C, jeśli stężenie substancji A zmniejszy się 2 razy?
a) wzrośnie 4 razy; b) zmniejszy się 2 razy
c) zmniejszy się 4-krotnie; d) wzrośnie 2 razy.
37. Równowaga chemiczna- to jest stan reakcja odwracalna, w którym:
a) stałe szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe
b) stężenia reagentów i produktów reakcji są równe
c) szybkości reakcji w przód i w tył są równe
d) szybkość reakcji odwrotnej wynosi zero
38. Katalizator:
a) zwiększa liczbę zderzeń cząsteczek reagentów w jednostce czasu
b) zwiększa prędkość ruchu cząsteczek odczynnika
c) zmniejsza energię aktywacji reakcji
d) zwiększa efekt termiczny reakcji
39. Ile razy zmieni się szybkość reakcji 2A + B = 2C, jeśli stężenia substancji A i B wzrosną dwukrotnie?
a) wzrośnie 8 razy; b) zmniejszy się 8 razy;
c) zmniejszy się 4-krotnie; d) wzrośnie 4 razy.
40. Co charakteryzuje zmianę stężenia reagujących cząstek:
a) szybkość reakcji; b) rząd reakcji;
c) molekularność; d) energia aktywacji.