Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







Энергетика ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ





Эталоны решения задач

1. Некоторая реакция протекает с уменьшением энтропии. Определить, при каком условии возможно самопроизвольное протекание данной реакции.

Решение.

Условием самопроизвольного протекания реакции является уменьшение свободной энергии Гиббса, т.е. DG < 0. Изменение DG можно рассчитать по формуле:

DG = DH - T×DS

Так как в ходе реакции энтропия уменьшается (DS < 0), то энтропийный фактор препятствует самопроизвольному протеканию данной реакции. Таким образом, самопроизвольное протекание данной реакции может обеспечить только энтальпийный фактор. Для этого необходимо выполнение следующих условий:

1) DH < 0 (реакция экзотермическая);

2) (процесс должен протекать при низких температурах).

2. Эндотермическая реакция разложения протекает самопроизвольно. Оценить изменение энтальпии, энтропии и величины свободной энергии Гиббса.

Решение.

1) Так как реакция эндотермическая, то DH > 0.

2) В реакциях разложения энтропия возрастает, следовательно DS > 0.

3) Самопроизвольное протекание реакции свидетельствует о том, что DG < 0.

3. Вычислить стандартную энтальпию хемосинтеза, протекающего в бактериях Thiobacillus denitrificans:

6KNO3(тв.) + 5S(тв.) + 2CaCO3(тв.) = 3K2SO4(тв.) + 2CaSO4(тв.) + 2CO2(газ) + 3N2(газ)

по значениям стандартных энтальпий образования веществ:

  K2SO4 CaSO4 CO2 KNO3 CaCO3
, кДж/моль -1438 -1432 -393,5 -493 -1207

Определить, к какому типу (экзо- или эндотермическому) относится эта реакция.

Решение.

Запишем выражение первого следствия из закона Гесса с учетом того, что стандартные энтальпии образования серы и азота равны нулю:

= (3× K2SO4 + 2× CaSO4 + 2× CO2) -

- (6× KNO3 + 2× CaCO3).

Подставим значения стандартных энтальпий образования веществ:



= 3×(-1438) + 2×(-1432) + 2×(-393,5) - (6×(-493) + 2×(-1207)).

Получим:

= -2593 кДж.

Так как < 0, то реакция экзотермическая.

4. Вычислить стандартную энтальпию реакции:

2C2H5OH(жидк.) = C2H5OC2H5(жидк.) + H2O(жидк.)

по значениям стандартных энтальпий сгорания веществ:

C2H5OH = -1368 кДж/моль;

C2H5OC2H5 = -2727 кДж/моль.

Решение.

Запишем выражение второго следствия из закона Гесса с учетом того, что стандартная энтальпия сгорания воды (высший оксид) равна нулю:

= 2× C2H5OH - C2H5OC2H5.

Подставим значения стандартных энтальпий сгорания веществ, участвующих в реакции:

= 2×(-1368) - (-2727).

Получим:

= -9 кДж.

 

 

Следствия из закона Гесса позволяют вычислять не только стандартные энтальпии реакций, но и величины стандартных энтальпий образования и сгорания веществ по косвенным данным.

5. Определить стандартную энтальпию образования оксида углерода (II) по следующим данным:

(1) C(тв.) + О2(газ) = СО2(газ); = -393,5 кДж/моль;
(2) СО(газ) + О2(газ) = СО2(газ); = -283 кДж/моль.

Решение.

Из уравнения (1) видно, что стандартное изменение энтальпии данной реакции соответствует стандартной энтальпии образования CO2.

Запишем выражение первого следствия из закона Гесса для реакции (2):

= CO2 - CO.

Отсюда:

CO = CO2 - .

Подставим значения и получим:

CO = -293,5 - (-283) = -110,5 кДж/моль.

Эту задачу можно решить и другим способом.

Вычитая из первого уравнения второе, получим:

(1) - (2) C(тв.) + О2(газ) = СО(газ); CO = -110,5 кДж/моль.

6. Вычислить стандартную энтропию реакции:

CH4(газ) + Cl2(газ) = CH3Cl(газ) + HCl(газ),

по значениям стандартных энтропий веществ:

  CH3Cl HCl CH4 Cl2
, Дж/(моль×K)

 

Решение.

Стандартную энтропию реакции вычислим по формуле:

= ( CH3Cl + HCl) - ( CH4 + Cl2).

Подставляя табличные значения, получим:

= 234 + 187 - (186 + 223) = 12 Дж/(моль×K).

7. Вычислить стандартную энергию Гиббса реакции:

C2H5OH(жидк.) + H2O2(жидк.) = CH3COH(газ) + 2H2O(жидк.)

по следующим данным:

  CH3COH C2H5OH H2O H2O2
, кДж/моль -129 -175 –237 –121

Определить, возможно ли самопроизвольное протекание данной реакции при стандартных условиях.

Решение.

Стандартную энергию Гиббса реакции вычислим по формуле:

= ( CH3COH + 2× H2O) - ( C2H5OH + H2O2).

Подставляя табличные значения, получим:

= -129 + 2×(-237) - ((-175) + (-121) = -307 кДж/моль.

Так как < 0, то самопроизвольное протекание данной реакции возможно.

8. Рассчитать стандартную энергию Гиббса для реакции окисления глюкозы:

С6H12O6(тв.) + 6O2(газ) = 6CO2(газ) + 6H2O(жидк.).

по известным данным:

  H2O CO2 С6H12O6 O2
, кДж/моль -286 -393,5 –1274,5
, Дж/(моль×K)

 

Решение.

Значения стандартных энтальпии и энтропии реакции рассчитаем при помощи первого следствия из закона Гесса:

= 6 CO2 + 6 H2O - С6H12O6 - 6 O2 =

= 6×(-393,5) + 6×(-286) - (-1274,5) - 6×0 = -2803 кДж;

= 6 СО2 + 6 H2O - С6H12O6 - 6 O2 =

= 6×214 + 6×70 - 212 - 6×205 = 262 Дж/К = 0,262 кДж/К.

Стандартную энергию Гиббса реакции найдем из соотношения:

= - T× = -2803 кДж - 298,15 K×0,262 кДж/К =

= -2881 кДж.

9. Вычислить стандартную энергию Гиббса реакции гидратации сывороточного альбумина при 250С, для которой DH0 = -6,08 кДж/моль, DS0 = -5,85 Дж/(моль×К). Оценить вклад энтальпийного и энтропийного фактора.

Решение.

Стандартную энергию Гиббса реакции рассчитаем по формуле:

DG0 = DH0 - T×DS0.

Подставив значения, получим:

DG0 = -6,08 кДж/моль - 298 К×(-5,85×10-3) кДж/(моль×К) =

= -4,34 кДж/моль.

В данном случае энтропийный фактор препятствует протеканию реакции, а энтальпийный - благоприятствует. Самопроизвольное протекание реакции возможно при условии, если , т.е., при низких температурах.

 

 

10. Определить температуру, при которой самопроизвольно пойдет реакция денатурации трипсина, если = 283 кДж/моль, = 288 Дж/(моль×К).

Решение.

Температуру, при которой равновероятны оба процесса найдем из соотношения:

В данном случае энтальпийный фактор препятствует протеканию реакции, а энтропийный - благоприятствует. Самопроизвольное протекание реакции возможно при условии, если:

Таким образом, условием самопроизвольного протекания процесса является T > 983 K.


Вопросы для самоконтроля

1. Что такое термодинамическая система? Какие типы термодинамических систем вы знаете?

2. Перечислите известные Вам термодинамические параметры. Какие из них относятся к измеряемым? Какие к неизмеряемым?

3. Что такое термодинамический процесс? Как называются процессы, протекающие при постоянстве одного из параметров?

4. Какие процессы называют экзотермическими? Какие эндотермическими?

5. Какие процессы называют обратимыми? Какие необратимыми?

6. Что понимают под термином «состояние системы»? Какие бывают состояния системы?

7. Какие системы изучает классическая термодинамика? Сформулируйте первый и второй постулаты термодинамики.

8. Какие переменные называют функциями состояния? Перечислите известные вам функции состояния.

9. Что такое внутренняя энергия? Можно ли измерить внутреннюю энергию?

10. Что такое энтальпия? Какова ее размерность?

11. Что такое энтропия? Какова ее размерность?

12. Что такое свободная энергия Гиббса? Как ее можно вычислить? Что можно определить при помощи этой функции?

13. Какие реакции называют экзэргоническими? Какие эндэргоническими?

14. Сформулируйте первый закон термодинамики. В чем заключается эквивалентность теплоты и работы?

15. Сформулируйте закон Гесса и следствия из него. Что такое стандартная энтальпия образования (сгорания) вещества?

16. Сформулируйте второй закон термодинамики. При каком условии процесс самопроизвольно протекает в изолированной системе?

 


Варианты задач для самостоятельного решения

Вариант № 1

1. Вычислить стандартную энтальпию реакции:

4NH3(газ) + 5O2(газ) = 4NO(газ) + 6H2O(газ),

используя значения стандартных энтальпий образования веществ:

  NH3 NO H2O
, кДж/моль -46,2 90,4 -242

Определить, к какому типу (экзо- или эндотермическому) относится эта реакция.

2. Вычислить стандартную энтальпию реакции:

С2H6(газ) + H2(газ) = 2CH4(газ),

используя значения стандартных энтальпий сгорания веществ:

  C2H6 CH4
, кДж/моль -1560 -890

3. Вычислить стандартную энергию Гиббса реакции гидратации b-лактоглобулина при 250С, для которой DH0 = -6,75 кДж, DS0 = -9,74 Дж/К. Оценить вклад энтальпийного и энтропийного фактора.

Вариант №2

1. Вычислить стандартную энтальпию реакции:

2NO2(газ) + O3(газ) = O2(газ) + N2O5(газ),

используя значения стандартных энтальпий образования веществ:

  NO2 N2O5 O3
, кДж/моль

Определить, к какому типу (экзо- или эндотермическому) относится эта реакция.

2. Вычислить стандартную энтальпию реакции:

С2H2(газ) + 2H2(газ) = C2H6(газ),

используя значения стандартных энтальпий сгорания веществ:

  C2H2 C2H6
, кДж/моль -1300 -1560

3. Вычислить стандартную энергию Гиббса реакции тепловой денатурации химотрипсиногена при 500С, для которой DH0 = 417 кДж, DS0 = 1,32 кДж/К. Оценить вклад энтальпийного и энтропийного фактора.

Вариант №3

1. Вычислить стандартную энтальпию реакции гидрирования бензола до циклогексана двумя способами, т.е., используя значения стандартных энтальпий образования и сгорания веществ:

  C6H6 C6H12
, кДж/моль -156
, кДж/моль -3268 -3920

2. Оценить возможность самопроизвольного протекания реакции:

Cu(тв.) + ZnO(тв.) = CuO(тв.) + Zn(тв.)

при стандартных условиях, если:

  ZnO CuO Zn Cu
, кДж/моль -348 -157
, Дж/(моль×K)

3. При восстановлении 12,7 г оксида меди (II) углем (с образованием CO) поглощается 8,24 кДж теплоты. Определить стандартную энтальпию образования CuO, если CO = -111 кДж/моль.

Вариант №4

1. Вычислить стандартную энтальпию хемосинтеза, протекающего в автотрофных бактериях Baglatoa и Thiothpix, по стадиям и суммарно:

2H2S(газ) + O2(газ) = 2H2O(жидк.) + 2S(тв.);

2S(тв.) + 3O2(газ) + 2H2O(жидк.) = 2H2SO4(жидк.),

если:

  H2S H2O H2SO4
, кДж/моль -20 -286 -814

2. Вычислить стандартную энтальпию реакции:

С6H12O6(тв.) = 2C2H5OH(жидк.) + 2CO2(газ),

используя значения стандартных энтальпий сгорания веществ:

  C6H12O6 C2H5OH
, кДж/моль -2810 -1368

3. Оценить роль энтальпийного и энтропийного факторов для реакции:

4HCl(газ) + O2(газ) = 2Cl2(газ) + 2H2O(жидк.)

по известным данным:

  HCl H2O O2 Cl2
, кДж/моль -92,3 -286
, Дж/(моль×K)

Определить температуру, при которой реакция пойдет самопроизвольно.

Вариант №5

1. Вычислить стандартную энтальпию реакции:

2CH3Cl(газ) + 3O2(газ) = 2CO2(газ) + 2H2O(жидк.) + 2HCl(газ),

используя значения стандартных энтальпий образования веществ:

  CH3Cl CO2 H2O HCl
, кДж/моль -82 -394 -286 -92

Определить, к какому типу (экзо- или эндотермическому) относится эта реакция.

2. Вычислить стандартную энтальпию реакции:

С6H6(жидк.) + 3H2(газ) = C6H12(жидк.),

используя значения стандартных энтальпий сгорания веществ:

  C6H6 C6H12
, кДж/моль -3302 -3920

3. Вычислить стандартную энергию Гиббса реакции денатурации трипсина при 500С, для которой DH0 = 283 кДж, DS0 = 288 Дж/К). Оценить возможность протекания процесса в прямом направлении.

Вариант №6

1. Вычислить стандартную энтальпию хемосинтеза, протекающего в автотрофных бактериях Thiobacillus Thioparus:

5Na2S2O3×5H2O(тв.) + 7O2(газ) = 5Na2SO4(тв.) + 3H2SO4(ж.) + 2S(тв.) + 22H2O(ж.),

если:

  Na2S2O3×5H2O Na2SO4 H2SO4 H2O
, кДж/моль -2602 -1389 -814 -286

Определить, к какому типу (экзо- или эндотермическому) относится эта реакция.

2. Вычислить стандартную энтальпию реакции:

С6H5NO2(жидк.) + 3H2(газ) = С6H5NH2(жидк.) + 2H2O(жидк.),

используя значения стандартных энтальпий сгорания веществ:

  C6H5NO2 C6H5NH2
, кДж/моль -3093 -3396

3. Оценить роль энтальпийного и энтропийного факторов для реакции:

H2O2(жидк.) + O3(газ) = 2O2(газ) + H2O(жидк.)

по известным данным:

  H2O2 H2O O3 O2
, кДж/моль -188 -286
, Дж/(моль×K)

Определить температуру, при которой реакция пойдет самопроизвольно.

Вариант №7

1. Вычислить стандартную энтальпию образования CH3OH по следующим данным:

CH3OH(жидк.) + 1,5O2(газ) = CO2(газ) + 2H2O(жидк.) DH0 = -726,5 кДж;

С(графит) + O2(газ) = CO2(газ) DH0 = -393,5 кДж;

H2(газ) + 0,5O2(газ) = H2O(жидк.) DH0 = -286 кДж.

 

2. Оценить возможность самопроизвольного протекания реакции:

8Al(тв.) + 3Fe3O4(тв.) = 9Fe(тв.) + Al2O3(тв.)

при стандартных условиях, если:

  Al2O3 Fe3O4 Al Fe
, кДж/моль -1670 -1018
, Дж/(моль×K)

3. Вычислить значение DH0 для возможных реакций превращения глюкозы:

1) C6H12O6(кр.) = 2C2H5OH(жидк.) + 2CO2(газ);

2) C6H12O6(кр.) + 6O2(газ) = 6CO2(газ) + 6H2O(жидк.).

по известным данным:

  C6H12O6 C2H5OH CO2 H2O
, кДж/моль -1275 -278 -393,5 -286

В результате какой из этих реакций выделяется большее количество энергии?

Вариант №8

1. Вычислить стандартную энтальпию образования MgCO3 по следующим данным:

MgO(тв.) + CO2(газ) = MgCO3(тв.) +118 кДж;

С(графит) + O2(газ) = CO2(газ) +393,5 кДж;

H2(газ) + 0,5O2(газ) = H2O(жидк.) +286 кДж.

2. Вычислить стандартную энтропию реакции:

С2H6(газ) + H2(газ) = 2CH4(газ)

по известным данным:

  C2H6 CH4 H2
, Дж/(моль×K)

3. Какие из перечисленных оксидов: CaO, FeO, CuO, PbO, FeO, Cr2O3 могут быть восстановлены алюминием до свободного металла при 298 К:

  Al2O3 CuO PbO FeO Fe2O3 Cr2O3
, кДж/моль -1580 -127 -188,5 -244 -604 -1058

Вариант №9

1. Вычислить стандартную энтальпию образования Ca3(PO4)2 по следующим данным:

3CaO(тв.) + P2O5(тв.) = Ca3(PO4)2(тв.) DH0 = -739 кДж;

P4(тв.) + 5O2(газ) = 2P2O5(тв.) DH0 = -2984 кДж;

Ca(тв.) + 0,5O2(газ) = CaO(тв.) DH0 = -636 кДж.

2. Оценить возможность самопроизвольного протекания реакции:

Fe2O3(тв.) + 3CO(газ) = 2Fe(тв.) + 3CO2(газ)

при стандартных условиях, если:

  Fe2O3 CO2 CO Fe
, кДж/моль -842 -393,5 -111
, Дж/(моль×K)

3. Определить, какие из перечисленных оксидов: CuO, PbO2, ZnO, CaO, Al2O3 могут быть восстановлены водородом до свободного металла при 298 К, если известно:

  H2O CuO PbO2 ZnO CaO Al2O3
, кДж/моль -237 -127 -219 -318 -604 -1580

Вариант №10

1. Вычислить стандартную энтальпию образования этанола по следующим данным:

DH0сгор.C2H5OH = -1368 кДж/моль;

С(графит) + O2(газ) = CO2(газ) +393,5 кДж;

H2(газ) + O2(газ) = H2O(жидк.) +286 кДж.

2. Вычислить стандартную энтропию реакции:

С2H2(газ) + 2H2(газ) = C2H6(газ),

по известным данным:

  C2H6 C2H2 H2
, Дж/(моль×K)

3. Вычислить количество энергии, которое выделится в организме человека, который съел 2 кусочка сахара по 5 г каждый, считая, что основной путь метаболизма сахарозы сводится к ее окислению:

C12H22O11(тв.) + 12O2(газ) = 12CO2(газ) + 11H2O(жидк.) = -5651 кДж.

Вариант №11

1. Вычислить стандартную энтальпию образования С2H4 по следующим данным:

С2H4(газ) + 3O2(газ) = 2CO2(газ) + 2H2O(жидк.) +1323 кДж;

С(графит) + O2(газ) = CO2(газ) +393,5 кДж;

H2(газ) + 0,5O2(газ) = H2O(жидк.) +286 кДж.

2. Не производя вычислений, установить знак DS0 следующих процессов:

1) 2NH3(газ) = N2(газ) + 3H2(газ);

2) CO2(кр.) = CO2(газ);

3) 2NO(газ) + O2(газ) = 2NO2(газ).

3. Определить, по какому уравнению реакции будет протекать разложение пероксида водорода при стандартных условиях:

1) H2O2(газ) = H2(газ) + O2(газ);

2) H2O2(газ) = H2O(жидк.) + 0,5O2(газ),

если:

  H2O(жидк.) H2O2(газ) O2 H2
, кДж/моль -286 -188
, Дж/(моль×K) -286

Вариант №12

1. Вычислить стандартную энтальпию образования ZnSO4 по следующим данным:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + SO2 DH0 = -890 кДж;

2SO2 + O2 = 2SO3 DH0 = -196 кДж;

ZnSO4 = ZnO + SO3 DH0 = +234 кДж.

2. Вычислить стандартную энтропию реакции:

2KClO3(тв.) = 2KCl(тв.) + 3O2(газ)

по известным данным:

  KClO3 KCl O2
, Дж/(моль×K)

3. Определить температуру, при которой самопроизвольно будет протекать реакция:

CH4(газ) + CO2(газ) = 2CO(газ) + 2H2(газ)

если: = -247 кДж; = -1334 кДж/K.

Вариант №13

1. Рассчитать стандартную энтальпию реакции:

2FeO(тв.) + O2(газ) = Fe2O3(тв.)

по следующим данным:

Fe(тв.) + O2(газ) = FeO(тв.) +267 кДж;

2Fe(тв.) + O2(газ) = Fe2O3(тв.) +822 кДж;

2. Вычислить стандартную энтропию фазовых превращений:

H2O(тв.) = H2O(жидк.),

H2O(жидк.) = H2O(газ),

H2O(тв.) = H2O(газ).

по известным данным:

  H2O(тв.) H2O(жидк.) H2O(газ)
, Дж/(моль×K)

3. Вычислить количество энергии, которое выделится при сгорании 10 г бензола, по следующим данным:

  C6H6 CO2 H2O
, кДж/моль -393,5 -286

Вариант №14

1. Вычислить стандартную энтальпию образования PCl5 по следующим данным:

P4(тв.) + 6Cl2(газ) = 4PCl3(газ) DH0 = -1224 кДж;

PCl3(газ) + Cl2(газ) = PCl5(газ) DH0 = -93 кДж.

2. Вычислить стандартное изменение энергии Гиббса образования сероуглерода CS2 по следующим данным:

CS2(жидк.) + 3O2(газ) = CO2(газ) + 2SO2(газ) DG0 = -930 кДж;

CO2 = -394 кДж/моль; SO2 = -300 кДж/моль.

3. Оценить роль энтальпийного и энтропийного факторов для реакции:

CaCO3(тв.) = CaO(тв.) + CO2(газ)

по известным данным:

  CO2 CaO CaCO3
, кДж/моль -393,5 -636 -1207
, Дж/(моль×K)

Определить температуру, при которой реакция пойдет самопроизвольно.

Вариант №15

1. Вычислить тепловой эффект реакции образования кристаллогидрата CuSO4×5H2O, протекающей по уравнению:

CuSO4(тв.) + 5H2O(жидк.) = CuSO4×5H2O(тв.),

если известно:

  CuSO4×5H2O CuSO4 H2O
, кДж/моль -2278 -662 -286

2. Вычислить стандартную энтропию реакции:

С6H6(жидк.) + 3H2(газ) = C6H12(жидк.),

по известным данным:

  C6H6 C6H12 H2
, Дж/(моль×K)

3. Определить возможность протекания реакции:

P2O5(тв.) + 3H2О(жидк.) = 2PH3(газ) + 4O2(газ),

при стандартных условиях, если:

  P2O5 PH3 H2O
, кДж/моль -1350 13,4 -237

Вариант №16

1. Рассчитать, в каком случае выделится больше энергии: при сжигании 1 моль водорода или 1 моль ацетилена

  C2H2 CO2 H2O
, кДж/моль -394 -286

2. Вычислить температуру фазового превращения белого олова в серое по следующим данным:

  Белое Серое
, кДж/моль -2,1
, Дж/(моль×K) 51,5

3. Определить, можно ли при стандартных условиях получить пероксид водорода по реакции:

2H2O(жидк.) + O2(газ) = 2H2O2(жидк.),

если

  H2O2 H2O O2
, кДж/моль -188 -286
, Дж/(моль×K)

Вариант №17

1. Синтез-газ представляет собой смесь равных объемов водорода и оксида углерода (II). Вычислить количество энергии, которое выделится при сжигании 112 л синтез-газа, если известны термохимические уравнения:

СO(газ) + O2(газ) = CO2(газ) DH0 = -283 кДж;

H2(газ) + O2(газ) = H2O(жидк.) DH0 = -286 кДж.

2. Вычислить стандартную энтропию реакции:

3HNO2(водн. р-р) = HNO3(жидк.) + 2NO(газ) + H2О(жидк.),

по известным данным:

  HNO2 HNO3 NO H2O
, Дж/(моль×K)

3. Определить температуру, при которой самопроизвольно будет протекать реакция:

CO(газ) + 2H2(газ) = CH3OH(жидк.),

если: = -128 кДж; = -333 кДж/K.

Вариант №18*

1. В ходе реакции окисления аммиака

4NH3(газ) + 3O2(газ) = 2N2(газ) + 6H2O(жидк.)

образовалось 2,24 л азота и при этом выделилось 76,5 кДж теплоты. Вычислить NH3, если H2O = -286 кДж/моль.

2. Рассчитать стандартную энтальпию реакции:

3C2H2(газ) = C6H6(жидк.)

по следующим данным:

2C2H2(газ) + 5O2(газ) = 4CO2(газ) + 2H2O(жидк.) DH0 = -2600 кДж;

C6H6(газ) + 7,5O2(газ) = 6CO2(газ) + 3H2O(жидк.) DH0 = -3302 кДж;

3. Константа диссоциации уксусной кислоты равна 1,8×10-5. Вычислить изменение энергии Гиббса при диссоциации уксусной кислоты.


БЛОК ИНФОРМАЦИИ

 

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Математический аппарат химической термодинамики позволяет определять тепловые эффекты химических реакций и прогнозировать направление протекания процессов, но при этом важнейшая для практики величина - время, за которое протекает процесс - не рассматривается в рамках классической термодинамики.

Раздел химии, изучающий скорости и механизмы химических процессов, называется химической кинетикой.

Знание законов химической кинетики необходимо врачу, чтобы:

1) глубже понимать суть процессов, протекающих в организме;

2) определять оптимальные промежутки времени между приемами лекарственного средства;

3) оценивать остаточное количество токсиканта в организме.

Основы химической кинетики

Энергия активации

Важным понятием в химической кинетике является энергия активации:

Энергия активации представляет тот избыток энергии, которым должны обладать молекулы взаимодействующих веществ по отношению к средней энергии молекул.

Химическое взаимодействие, как правило, начинается с разрыва или ослабления связи между атомами в молекулах реагирующих веществ. Этот процесс осуществляется путем столкновения молекул. Однако далеко не все столкновения заканчиваются химической реакцией. Так, в реакции разложения йодоводорода, протекающей при комнатной температуре, эффективным (т.е., приводящим к химической реакции) является лишь одно столкновение из 2×1017 столкновений молекул.

Такое соотношение между числом эффективных столкновений и общим числом столкновений объясняется тем, что в ходе взаимодействия частиц образуется неустойчивое промежуточное состояние, которое называется активированным комплексом. Для создания активированного комплекса молекулам необходимо преодолеть силы межъядерного отталкивания. Для преодоления этих сил молекулам требуется дополнительная энергия, т.е., энергия активации. Неустойчивый активированный комплекс существует очень короткое время и распадается с образованием продуктов реакции и выделением энергии.

Энергия активации зависит от природы реагирующих веществ и в некоторой степени от температуры.

Если энергия активации мала (меньше 40 кДж/моль), скорость реакции велика. Так, ионные реакции в растворах протекают практически мгновенно.

Если энергия активации реакции велика (больше 120 кДж/моль), скорость реакции мала. Например, синтез йодоводорода из I2 и H2а = 163 кДж/моль) при обычных условиях протекает за астрономический промежуток времени.

Реакции, энергия активации которых находится в пределах от 40 до 120 кДж/моль, протекают за время, которое можно зафиксировать в лабораторных условиях. Так, время протекания реакции разложения тиосульфата натрия серной кислотой, Еа = 86,5 кДж/моль:

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + S + SO2 + H2O

составляет несколько минут.

Соотношение констант скоростей при разных температурах определяется уравнением:

, (7)

где – константы скорости реакции при температурах T1 и T2;

R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31×10-3 кДж/моль×К;

Ea – энергия активации данной реакции в кДж/моль.

Данное уравнение позволяет рассчитать энергию активации системы.

 

Пример.

Для прямой элементарной реакции I2 + H2 = 2HI опытным путем определены константы скорости: при 443°С – 0,0067; при 508°С – 0,1059. Определить энергию активации данной реакции.

T1 = 443 + 273 = 716 K T2 = 508 + 273 = 781 K









Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:


©2015- 2018 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.