سینتیک شیمیایی و ترمودینامیک. سینتیک شیمیایی و ترمودینامیک هر فرآیندی رخ می دهد سینتیک و ترمودینامیک شیمی

1. سرعت واکنش های شیمیایی. تعریف مفهوم. عوامل موثر بر سرعت واکنش شیمیایی: غلظت معرف، فشار، دما، وجود کاتالیزور. قانون عمل جرم (LMA) به عنوان قانون اساسی سینتیک شیمیایی. ثابت نرخ، معنای فیزیکی آن. تأثیر ماهیت واکنش دهنده ها، دما و حضور کاتالیزور بر ثابت سرعت واکنش.

سرعت یک واکنش همگن مقدار عددی برابر با تغییر غلظت مولی هر شرکت کننده در واکنش در واحد زمان است.

میانگین سرعت واکنش v میانگین در بازه زمانی t 1 تا t 2 با این رابطه تعیین می شود:

عوامل اصلی موثر بر سرعت یک واکنش شیمیایی همگن:

• - ماهیت مواد واکنش دهنده؛
• - غلظت مولی معرف ها؛
• - فشار (اگر گازها در واکنش دخیل باشند).
• - درجه حرارت؛
• - وجود کاتالیزور

سرعت یک واکنش ناهمگن مقداری است که از نظر عددی برابر با تغییر مقدار شیمیایی هر شرکت کننده در واکنش در واحد زمان در واحد سطح واسط است: .

بر اساس مراحل، واکنش های شیمیایی به ساده (ابتدایی) و پیچیده تقسیم می شوند. بیشتر واکنش های شیمیایی فرآیندهای پیچیده ای هستند که در چند مرحله رخ می دهند، به عنوان مثال. متشکل از چندین فرآیند ابتدایی

برای واکنش های ابتدایی، قانون عمل جرم معتبر است: سرعت یک واکنش شیمیایی ابتدایی با حاصلضرب غلظت واکنش دهنده ها در توان برابر با ضرایب استوکیومتری در معادله واکنش نسبت مستقیم دارد.

برای واکنش اولیه aA + bB > ... سرعت واکنش، طبق قانون عمل جرم، با رابطه بیان می شود:

که در آن c(A) و c(B) غلظت مولی واکنش دهنده های A و B هستند. a و b ضرایب استوکیومتری مربوطه هستند. k ثابت سرعت این واکنش است.

برای واکنش‌های ناهمگن، معادله قانون عمل جرم، غلظت همه واکنش‌دهنده‌ها را شامل نمی‌شود، بلکه فقط شامل گازها یا محلول‌ها می‌شود. بنابراین، برای واکنش احتراق کربن:

C (k) + O 2 (g) > CO 2 (g)

معادله سرعت به شکل زیر است:

معنای فیزیکی ثابت سرعت این است که از نظر عددی برابر با سرعت یک واکنش شیمیایی در غلظت‌های واکنش‌دهنده برابر با 1 mol/dm 3 است.

مقدار ثابت سرعت برای یک واکنش همگن به ماهیت واکنش دهنده ها، دما و کاتالیزور بستگی دارد.

2. تأثیر دما بر سرعت یک واکنش شیمیایی. ضریب دمایی سرعت یک واکنش شیمیایی. مولکول های فعال منحنی توزیع مولکول ها بر اساس انرژی جنبشی آنها. انرژی فعال سازی نسبت انرژی فعال سازی و انرژی پیوند شیمیایی در مولکول های اصلی. حالت گذار یا مجتمع فعال شده. انرژی فعال سازی و اثر حرارتی واکنش (نمودار انرژی). وابستگی ضریب دمایی سرعت واکنش به انرژی فعال سازی.

با افزایش دما، سرعت واکنش شیمیایی معمولا افزایش می یابد. مقداری که نشان می دهد با افزایش دما به میزان 10 درجه (یا همان 10 کلوین) سرعت واکنش چند برابر افزایش می یابد، ضریب دمایی سرعت یک واکنش شیمیایی (g) نامیده می شود:

سرعت واکنش در دماهای T2 و T1 به ترتیب کجاست. r ضریب دمایی سرعت واکنش است.

وابستگی سرعت واکنش به دما تقریباً توسط قانون تجربی Van't Hoff تعیین می شود: با هر 10 درجه افزایش دما، سرعت یک واکنش شیمیایی 2 تا 4 برابر افزایش می یابد.

توصیف دقیق تری از وابستگی سرعت واکنش به دما در چارچوب تئوری فعال سازی آرنیوس امکان پذیر است. بر اساس این نظریه، یک واکنش شیمیایی زمانی رخ می دهد که فقط ذرات فعال با هم برخورد کنند. ذرات فعال آنهایی هستند که دارای مشخصه انرژی خاصی برای یک واکنش معین هستند که برای غلبه بر نیروهای دافعه ای که بین لایه های الکترونی ذرات واکنش دهنده ایجاد می شود ضروری است. نسبت ذرات فعال با افزایش دما افزایش می یابد.

کمپلکس فعال شده یک گروه ناپایدار میانی است که در هنگام برخورد ذرات فعال تشکیل شده و در حالت توزیع مجدد پیوندها قرار دارد. هنگامی که کمپلکس فعال شده تجزیه می شود، محصولات واکنش تشکیل می شوند.

انرژی فعال سازی E a برابر است با تفاوت بین انرژی متوسط ​​ذرات واکنش دهنده و انرژی کمپلکس فعال شده.

برای اکثر واکنش های شیمیایی، انرژی فعال سازی کمتر از انرژی تفکیک ضعیف ترین پیوندها در مولکول های مواد واکنش دهنده است.

در تئوری فعال‌سازی، تأثیر دما بر سرعت یک واکنش شیمیایی با معادله آرنیوس برای ثابت سرعت یک واکنش شیمیایی توصیف می‌شود:

که در آن A یک عامل ثابت مستقل از دما است که توسط ماهیت مواد واکنش دهنده تعیین می شود. e پایه لگاریتم طبیعی است. E a - انرژی فعال سازی؛ R ثابت گاز مولی است.

همانطور که از معادله آرنیوس بر می آید، هر چه انرژی فعال سازی کمتر باشد، ثابت سرعت واکنش بیشتر است. حتی یک کاهش جزئی در انرژی فعال سازی (به عنوان مثال، هنگام افزودن یک کاتالیزور) منجر به افزایش قابل توجهی در سرعت واکنش می شود.

طبق معادله آرنیوس، افزایش دما منجر به افزایش ثابت سرعت یک واکنش شیمیایی می شود. هرچه مقدار E a کوچکتر باشد، تأثیر دما بر سرعت واکنش بیشتر و در نتیجه ضریب دمایی سرعت واکنش بیشتر می شود.

3. تأثیر یک کاتالیزور بر سرعت یک واکنش شیمیایی. کاتالیز همگن و ناهمگن. عناصر تئوری کاتالیز همگن. تئوری ترکیبات میانی. عناصر تئوری کاتالیز ناهمگن. مراکز فعال و نقش آنها در کاتالیز ناهمگن مفهوم جذب تأثیر یک کاتالیزور بر انرژی فعال سازی یک واکنش شیمیایی. کاتالیزور در طبیعت، صنعت، فناوری. کاتالیز بیوشیمیایی آنزیم ها

کاتالیز تغییر در سرعت یک واکنش شیمیایی تحت تأثیر موادی است که مقدار و ماهیت آن پس از اتمام واکنش مانند قبل از واکنش باقی می ماند.

کاتالیزور ماده ای است که سرعت یک واکنش شیمیایی را تغییر می دهد اما از نظر شیمیایی بدون تغییر باقی می ماند.

یک کاتالیزور مثبت واکنش را سرعت می بخشد. یک کاتالیزور منفی یا بازدارنده واکنش را کند می کند.

در بیشتر موارد، اثر یک کاتالیزور با این واقعیت توضیح داده می شود که انرژی فعال سازی یک واکنش را کاهش می دهد. هر یک از فرآیندهای میانی شامل یک کاتالیزور با انرژی فعال سازی کمتری نسبت به یک واکنش غیرکاتالیز شده رخ می دهد.

در کاتالیز همگن، کاتالیزور و واکنش دهنده ها یک فاز (محلول) تشکیل می دهند. در کاتالیز ناهمگن، کاتالیزور (معمولاً جامد) و واکنش دهنده ها در فازهای مختلف هستند.

در طول کاتالیز همگن، کاتالیزور یک ترکیب میانی با یک معرف تشکیل می دهد که با یک معرف دوم با سرعت بالا واکنش می دهد یا به سرعت تجزیه می شود تا محصول واکنش آزاد شود.

نمونه ای از کاتالیز همگن: اکسیداسیون اکسید گوگرد (IV) به اکسید گوگرد (VI) با اکسیژن با استفاده از روش نیتروژن برای تولید اسید سولفوریک (در اینجا کاتالیزور اکسید نیتروژن (II) است که به راحتی با اکسیژن واکنش می دهد).

در کاتالیز ناهمگن، واکنش در سطح کاتالیزور انجام می شود. مراحل اولیه انتشار ذرات معرف به کاتالیزور و جذب آنها (یعنی جذب) توسط سطح کاتالیزور است. مولکول‌های واکنش‌دهنده با اتم‌ها یا گروه‌هایی از اتم‌های واقع در سطح کاتالیزور برهمکنش می‌کنند و ترکیبات سطح میانی را تشکیل می‌دهند. توزیع مجدد چگالی الکترون که در چنین ترکیبات واسطه ای رخ می دهد منجر به تشکیل مواد جدیدی می شود که دفع می شوند، یعنی از سطح حذف می شوند.

فرآیند تشکیل ترکیبات سطح میانی در مراکز فعال کاتالیزور اتفاق می افتد.

یک مثال از کاتالیز ناهمگن افزایش سرعت اکسیداسیون اکسید گوگرد (IV) به اکسید گوگرد (VI) با اکسیژن در حضور اکسید وانادیوم (V) است.

نمونه هایی از فرآیندهای کاتالیزوری در صنعت و فناوری: سنتز آمونیاک، سنتز اسیدهای نیتریک و سولفوریک، کراکینگ و اصلاح روغن، پس سوزی محصولات حاصل از احتراق ناقص بنزین در خودروها و غیره.

نمونه‌هایی از فرآیندهای کاتالیزوری در طبیعت متعدد است، زیرا بیشتر واکنش‌های بیوشیمیایی که در موجودات زنده رخ می‌دهند به عنوان واکنش‌های کاتالیزوری طبقه‌بندی می‌شوند. کاتالیزور چنین واکنش هایی مواد پروتئینی به نام آنزیم هستند. حدود 30000 آنزیم در بدن انسان وجود دارد که هر یک تنها یک نوع فرآیند را کاتالیز می کنند (به عنوان مثال، پتیالین بزاقی تنها تبدیل نشاسته به گلوکز را کاتالیز می کند).

4. تعادل شیمیایی. واکنش های شیمیایی برگشت پذیر و غیر قابل برگشت. حالت تعادل شیمیایی ثابت تعادل شیمیایی عوامل تعیین کننده مقدار ثابت تعادل: ماهیت واکنش دهنده ها و دما. تغییر در تعادل شیمیایی تأثیر تغییرات غلظت، فشار و دما بر موقعیت تعادل شیمیایی.

واکنش های شیمیایی که در نتیجه آن مواد اولیه به طور کامل به محصولات واکنش تبدیل می شوند، برگشت ناپذیر نامیده می شوند. واکنش هایی که به طور همزمان در دو جهت مخالف (جلو و معکوس) رخ می دهند، برگشت پذیر نامیده می شوند.

در واکنش های برگشت پذیر، وضعیت سیستمی که در آن سرعت واکنش های رو به جلو و معکوس برابر است () حالت تعادل شیمیایی نامیده می شود. تعادل شیمیایی پویا است، یعنی برقراری آن به معنای توقف واکنش نیست. به طور کلی، برای هر واکنش برگشت پذیر aA + bB - dD + eE، صرف نظر از مکانیسم آن، رابطه زیر برقرار است:

در تعادل برقرار شده، حاصل تقسیم غلظت محصولات واکنش بر حاصلضرب غلظت مواد شروع کننده برای یک واکنش معین در دمای معین، مقدار ثابتی به نام ثابت تعادل (K) است.

مقدار ثابت تعادل به ماهیت واکنش دهنده ها و دما بستگی دارد، اما به غلظت اجزای مخلوط تعادلی بستگی ندارد.

تغییر در شرایط (دما، فشار، غلظت) که در آن سیستم در حالت تعادل شیمیایی () قرار دارد باعث عدم تعادل می شود. در نتیجه تغییرات نابرابر در سرعت واکنش های رو به جلو و معکوس ()، با گذشت زمان، یک تعادل شیمیایی جدید () مطابق با شرایط جدید در سیستم برقرار می شود. انتقال از یک حالت تعادل به حالت دیگر، جابجایی یا جابجایی موقعیت تعادل نامیده می شود.

اگر در حین انتقال از یک حالت تعادلی به حالت دیگر، غلظت مواد نوشته شده در سمت راست معادله واکنش افزایش یابد، گفته می شود که تعادل به سمت راست تغییر می کند. اگر در حین انتقال از یک حالت تعادلی به حالت دیگر، غلظت مواد نوشته شده در سمت چپ معادله واکنش افزایش یابد، گفته می شود که تعادل به سمت چپ تغییر می کند.

جهت تغییر در تعادل شیمیایی در نتیجه تغییرات در شرایط خارجی توسط اصل لو شاتلیه تعیین می شود: اگر تأثیر خارجی بر سیستمی در حالت تعادل شیمیایی (تغییر دما، فشار یا غلظت مواد) اعمال شود، سپس وقوع هر یک از دو فرآیند متضاد این اثر را تضعیف می کند.

طبق اصل لو شاتلیه:

افزایش غلظت جزء نوشته شده در سمت چپ معادله منجر به تغییر تعادل به سمت راست می شود. افزایش غلظت جزء نوشته شده در سمت راست معادله منجر به تغییر تعادل به سمت چپ می شود.

هنگامی که دما افزایش می یابد، تعادل به سمت واکنش گرماگیر، و هنگامی که دما کاهش می یابد، به سمت واکنش گرمازا تغییر می کند.

• - با افزایش فشار، تعادل به سمت واکنشی تغییر می کند که باعث کاهش تعداد مولکول های مواد گازی در سیستم می شود و با کاهش فشار، به سمت واکنشی می رود که تعداد مولکول های مواد گازی را افزایش می دهد.
• 5. واکنش های فتوشیمیایی و زنجیره ای. ویژگی های سیر واکنش های فتوشیمیایی. واکنش های فتوشیمیایی و طبیعت زنده واکنش های شیمیایی بدون شاخه و شاخه (با استفاده از مثال واکنش های تشکیل کلرید هیدروژن و آب از مواد ساده). شرایط شروع و خاتمه زنجیر.

واکنش های فتوشیمیایی واکنش هایی هستند که تحت تأثیر نور رخ می دهند. یک واکنش فتوشیمیایی اتفاق می افتد اگر معرف کوانتوم های تابشی را جذب کند که با انرژی کاملاً خاص برای یک واکنش مشخص مشخص می شود.

در مورد برخی از واکنش‌های فتوشیمیایی، جذب انرژی، مولکول‌های معرف به حالت برانگیخته می‌رسند، یعنی. فعال شوند.

در موارد دیگر، یک واکنش فتوشیمیایی اتفاق می افتد اگر کوانتوم هایی با چنان انرژی بالایی جذب شوند که پیوندهای شیمیایی شکسته شده و مولکول ها به اتم ها یا گروه هایی از اتم ها تجزیه شوند.

هر چه شدت تابش بیشتر باشد، سرعت واکنش فتوشیمیایی بیشتر است.

نمونه ای از واکنش فتوشیمیایی در طبیعت زنده، فتوسنتز است. تشکیل مواد آلی سلولی در اثر انرژی نور. در اکثر موجودات، فتوسنتز با مشارکت کلروفیل اتفاق می افتد. در مورد گیاهان عالی، فتوسنتز با این معادله خلاصه می شود:

CO 2 + H 2 O ماده آلی + O 2

عملکرد فرآیندهای بینایی نیز بر اساس فرآیندهای فتوشیمیایی است.

واکنش زنجیره ای واکنشی است که زنجیره ای از کنش های اولیه تعامل است و امکان هر کنش متقابل به موفقیت عمل قبلی بستگی دارد.

مراحل یک واکنش زنجیره ای آغاز زنجیره، توسعه زنجیره و خاتمه زنجیره است.

شروع یک زنجیره زمانی اتفاق می افتد که به دلیل یک منبع خارجی انرژی (کوانتوم تابش الکترومغناطیسی، گرما، تخلیه الکتریکی)، ذرات فعال با الکترون های جفت نشده (اتم ها، رادیکال های آزاد) تشکیل می شوند.

در طول توسعه زنجیره، رادیکال‌ها با مولکول‌های اصلی برهمکنش می‌کنند و رادیکال‌های جدیدی در هر عمل متقابل تشکیل می‌شوند.

خاتمه زنجیره زمانی اتفاق می افتد که دو رادیکال با هم برخورد می کنند و انرژی آزاد شده در این فرآیند را به جسم سوم (مولکولی مقاوم در برابر پوسیدگی یا دیواره یک رگ) منتقل می کنند. اگر یک رادیکال کم فعال تشکیل شود، زنجیره نیز می تواند خاتمه یابد.

دو نوع واکنش زنجیره ای وجود دارد - بدون شاخه و منشعب.

در واکنش های بدون شاخه در مرحله توسعه زنجیره، یک رادیکال جدید از هر رادیکال واکنش دهنده تشکیل می شود.

در واکنش های شاخه ای، در مرحله توسعه زنجیره، 2 یا چند رادیکال جدید از یک رادیکال واکنش دهنده تشکیل می شود.

6. عوامل تعیین کننده جهت یک واکنش شیمیایی. عناصر ترمودینامیک شیمیایی مفاهیم: فاز، سیستم، محیط، کلان و ریز حالات. ویژگی های پایه ترمودینامیکی انرژی داخلی سیستم و تغییر آن در طی تبدیلات شیمیایی. آنتالپی رابطه بین آنتالپی و انرژی درونی یک سیستم. آنتالپی استاندارد یک ماده تغییرات آنتالپی در سیستم ها در طول تبدیل های شیمیایی اثر حرارتی (آنتالپی) یک واکنش شیمیایی. فرآیندهای گرمازا و گرمازا. ترموشیمی. قانون هس محاسبات ترموشیمیایی

ترمودینامیکالگوهای تبادل انرژی بین سیستم و محیط خارجی، امکان، جهت و محدودیت‌های وقوع خودبه‌خودی فرآیندهای شیمیایی را مطالعه می‌کند.

یک سیستم ترمودینامیکی (یا به سادگی یک سیستم) بدن یا گروهی از اجسام متقابل است که از نظر ذهنی در فضا ایزوله شده اند. بقیه فضای خارج از سیستم را محیط (یا به سادگی محیط) می نامند. سیستم توسط یک سطح واقعی یا خیالی از محیط جدا می شود.

یک سیستم همگن از یک فاز و یک سیستم ناهمگن از دو یا چند فاز تشکیل شده است.

فاز بخشی از یک سیستم است که در تمام نقاط آن از نظر ترکیب شیمیایی و خواص همگن است و توسط یک رابط از سایر قسمت های سیستم جدا می شود.

وضعیت یک سیستم با مجموع خواص فیزیکی و شیمیایی آن مشخص می شود. ماکرو حالت با پارامترهای میانگین کل مجموعه ذرات در سیستم و ریز حالت با پارامترهای هر ذره مشخص می شود.

متغیرهای مستقلی که حالت کلان سیستم را تعیین می کنند، متغیرهای ترمودینامیکی یا پارامترهای حالت نامیده می شوند. دما T، فشار p، حجم V، کمیت شیمیایی n، غلظت c و غیره معمولاً به عنوان پارامترهای حالت انتخاب می شوند.

یک کمیت فیزیکی که مقدار آن فقط به پارامترهای حالت بستگی دارد و به مسیر انتقال به یک حالت معین بستگی ندارد، تابع حالت نامیده می شود. وظایف دولت به ویژه عبارتند از:

U - انرژی داخلی؛

H - آنتالپی؛

S - آنتروپی؛

ز - انرژی گیبس (انرژی آزاد یا پتانسیل همسان-همدما).

انرژی داخلی یک سیستم U انرژی کل آن است که متشکل از انرژی جنبشی و پتانسیل تمام ذرات سیستم (مولکول ها، اتم ها، هسته ها، الکترون ها) بدون در نظر گرفتن انرژی جنبشی و پتانسیل سیستم به عنوان یک کل است. از آنجایی که توضیح کامل همه این اجزا غیرممکن است، هنگام مطالعه ترمودینامیکی یک سیستم، تغییر انرژی داخلی آن را در طول انتقال از یک حالت (U 1) به حالت دیگر (U 2) در نظر می گیریم:

U 1 U 2 U = U 2 - U1

تغییر در انرژی داخلی سیستم را می توان به صورت تجربی تعیین کرد.

این سیستم می تواند انرژی (حرارت Q) را با محیط مبادله کند و کار A را انجام دهد و یا برعکس، کار روی سیستم انجام شود. طبق قانون اول ترمودینامیک که نتیجه قانون پایستگی انرژی است، گرمای دریافتی سیستم فقط برای افزایش انرژی داخلی سیستم و انجام کار توسط سیستم قابل استفاده است:

Q= U+A

در آینده خواص چنین سیستم هایی را در نظر خواهیم گرفت که تحت تأثیر هیچ نیرویی غیر از نیروهای فشار خارجی قرار نگیرند.

اگر فرآیندی در یک سیستم با حجم ثابت اتفاق بیفتد (یعنی هیچ کاری در برابر نیروهای فشار خارجی وجود نداشته باشد)، A = 0. سپس اثر حرارتی فرآیندی که در یک حجم ثابت، Qv اتفاق می‌افتد، برابر با تغییر است. در انرژی داخلی سیستم:

بیشتر واکنش های شیمیایی که در زندگی روزمره با آن مواجه می شوند در فشار ثابت (فرآیندهای ایزوباریک) رخ می دهند. اگر نیرویی غیر از فشار خارجی ثابت روی سیستم وارد نشود، آنگاه:

A = p(V2 - V 1 ) = pV

بنابراین، در مورد ما (p = const):

Qp=U + pV

Q р = U 2 - یو 1 + p(V 2 - V 1 ) کجا

Q p = (U 2 +pV 2 ) - (U 1 +pV 1 ).

تابع U + pV آنتالپی نامیده می شود. آنتالپی تابعی از حالت است و بعد انرژی (J) دارد.

Qp= اچ 2 - اچ 1 = H

یعنی اثر حرارتی یک واکنش در فشار و دمای ثابت T برابر با تغییر آنتالپی سیستم در طول واکنش است. این بستگی به ماهیت معرف ها و محصولات، وضعیت فیزیکی آنها، شرایط (T, p) برای واکنش و همچنین به مقدار مواد شرکت کننده در واکنش دارد.

آنتالپی یک واکنش تغییر در آنتالپی سیستمی است که در آن واکنش دهنده ها در مقادیری برابر با ضرایب استوکیومتری در معادله واکنش برهمکنش می کنند.

در صورتی که واکنش دهنده ها و محصولات واکنش در حالت استاندارد باشند، آنتالپی یک واکنش استاندارد نامیده می شود.

حالت استاندارد یک ماده، حالت مجموع یا شکل کریستالی یک ماده است که در آن از نظر ترمودینامیکی در شرایط استاندارد پایدارترین است (T = 25 o C یا 298 K؛ p = 101.325 kPa).

حالت استاندارد یک ماده موجود در 298 کلوین به صورت جامد به عنوان کریستال خالص آن تحت فشار 101.325 کیلو پاسکال در نظر گرفته می شود. به شکل مایع - مایع خالص تحت فشار 101.325 کیلو پاسکال؛ به شکل گاز - گاز با فشار خود 101.325 کیلو پاسکال.

برای یک املاح، حالت استاندارد حالت آن در محلول با مولالیته 1 mol/kg در نظر گرفته می شود و فرض بر این است که محلول دارای خواص یک محلول بی نهایت رقیق است.

آنتالپی استاندارد واکنش تشکیل 1 مول از یک ماده معین از مواد ساده در حالت استاندارد آنها را آنتالپی استاندارد تشکیل این ماده می گویند.

ورودی مثال: (CO 2) = - 393.5 kJ/mol.

آنتالپی استاندارد تشکیل یک ماده ساده در پایدارترین حالت تجمع (p و T داده شده) 0 در نظر گرفته می شود. اگر عنصری چندین تغییر آلوتروپیک را ایجاد کند، آنگاه فقط پایدارترین اصلاح (p و T داده شده) دارای یک تغییر است. آنتالپی استاندارد صفر تشکیل.

به طور معمول، کمیت های ترمودینامیکی در شرایط استاندارد تعیین می شوند:

p = 101.32 kPa و T = 298 K (25 o C).

معادلات شیمیایی که تغییرات آنتالپی (اثرات گرمایی واکنش ها) را مشخص می کنند، معادلات ترموشیمیایی نامیده می شوند. در ادبیات می توانید دو شکل از نوشتن معادلات ترموشیمیایی را بیابید.

شکل ترمودینامیکی نوشتن معادله ترموشیمیایی:

C (گرافیت) + O 2 (g) CO 2 (گرم). = - 393.5 کیلوژول.

شکل ترموشیمیایی نوشتن معادله ترموشیمیایی همان فرآیند:

C (گرافیت) + O 2 (گرم) CO 2 (گرم) + 393.5 کیلوژول.

در ترمودینامیک، اثرات حرارتی فرآیندها از دیدگاه سیستم در نظر گرفته می شود. بنابراین، اگر سیستم گرما را آزاد کند، Q< 0, а энтальпия системы уменьшается (ДH < 0).

در ترموشیمی کلاسیک، اثرات حرارتی از منظر محیطی در نظر گرفته می شود. بنابراین، اگر سیستم گرما آزاد کند، Q> 0 فرض می شود.

گرمازا فرآیندی است که با آزاد شدن گرما (DH< 0).

گرماگیر فرآیندی است که با جذب گرما اتفاق می افتد (DH > 0).

قانون اساسی ترموشیمی قانون هس است: "اثر حرارتی یک واکنش تنها توسط حالت های اولیه و نهایی سیستم تعیین می شود و به مسیر انتقال سیستم از یک حالت به حالت دیگر بستگی ندارد."

نتیجه‌ای از قانون هس: اثر حرارتی استاندارد یک واکنش برابر است با مجموع گرمای استاندارد تشکیل محصولات واکنش منهای مجموع گرمای استاندارد تشکیل مواد اولیه با در نظر گرفتن ضرایب استوکیومتری:

• (واکنش ها) = (ادامه) -(خارج.)
• 7. مفهوم آنتروپی. تغییرات آنتروپی در طول تبدیل فاز و فرآیندهای شیمیایی. مفهوم پتانسیل ایزوباریک- همدما یک سیستم (انرژی گیبس، انرژی آزاد). رابطه بین بزرگی تغییر انرژی گیبس و بزرگی تغییر در آنتالپی و آنتروپی واکنش (رابطه ترمودینامیکی پایه). تجزیه و تحلیل ترمودینامیکی امکان و شرایط واکنش های شیمیایی. ویژگی های جریان فرآیندهای شیمیایی در موجودات زنده.

آنتروپی S مقداری متناسب با لگاریتم تعداد ریز حالت‌های به همان اندازه محتمل (W) است که از طریق آن می‌توان یک حالت کلان معین را بدست آورد:

S = kدر دبلیو

واحد آنتروپی J/mol?K است.

آنتروپی اندازه گیری کمی درجه بی نظمی یک سیستم است.

آنتروپی در طی انتقال ماده از حالت کریستالی به مایع و از حالت مایع به گاز، در حین انحلال بلورها، در حین انبساط گازها، در طی فعل و انفعالات شیمیایی که منجر به افزایش تعداد ذرات می شود، افزایش می یابد. به ویژه ذرات در حالت گازی. برعکس، تمام فرآیندهایی که در نتیجه نظم سیستم افزایش می یابد (تراکم، پلیمریزاسیون، فشرده سازی، کاهش تعداد ذرات) با کاهش آنتروپی همراه است.

روش هایی برای محاسبه مقدار مطلق آنتروپی یک ماده وجود دارد، بنابراین، در جداول ویژگی های ترمودینامیکی مواد منفرد، داده ها برای S 0 و نه برای DS 0 آورده شده است.

آنتروپی استاندارد یک ماده ساده، برخلاف آنتالپی تشکیلماده ساده برابر با صفر نیست.

برای آنتروپی، عبارتی مشابه آنچه در بالا برای H مورد بحث قرار گرفت معتبر است: تغییر در آنتروپی یک سیستم در نتیجه یک واکنش شیمیایی (S) برابر است با مجموع آنتروپی های محصولات واکنش منهای مجموع آنتروپی مواد اولیه مانند محاسبه آنتالپی، جمع با در نظر گرفتن ضرایب استوکیومتری انجام می شود.

جهتی که در آن یک واکنش شیمیایی به طور خود به خود در یک سیستم ایزوله رخ می دهد با عمل ترکیبی دو عامل تعیین می شود: 1) تمایل سیستم برای انتقال به حالتی با کمترین انرژی داخلی (در مورد فرآیندهای همسان، با کمترین آنتالپی)؛ 2) تمایل به دستیابی به محتمل ترین حالت، یعنی حالتی که می تواند به بیشترین تعداد از راه های به همان اندازه محتمل (ریز حالت ها) تحقق یابد، یعنی:

DH > حداقل، DS > حداکثر.

تابع حالت، که به طور همزمان تأثیر هر دو روند فوق الذکر را بر جهت جریان فرآیندهای شیمیایی منعکس می کند، انرژی گیبس (انرژی آزاد یا پتانسیل همدمائی هم دما)، مربوط به آنتالپی و آنتروپی توسط رابطه است.

جایی که T دمای مطلق است.

همانطور که مشاهده می شود، انرژی گیبس همان ابعاد آنتالپی را دارد و بنابراین معمولاً در J یا kJ بیان می شود.

برای فرآیندهای ایزوباریک- همدما (یعنی فرآیندهایی که در دما و فشار ثابت اتفاق می‌افتند)، تغییر انرژی گیبس برابر است با:

G= H-TS

همانطور که در مورد H و S، تغییر انرژی گیبس G در نتیجه یک واکنش شیمیایی (انرژی گیبس واکنش) برابر است با مجموع انرژی های گیبس تشکیل محصولات واکنش منهای مجموع گیبس. انرژی های تشکیل مواد اولیه؛ جمع بندی با در نظر گرفتن تعداد مول های مواد شرکت کننده در واکنش انجام می شود.

انرژی گیبس تشکیل یک ماده به 1 مول از این ماده گفته می شود و معمولاً بر حسب kJ/mol بیان می شود. در این حالت، G 0 از تشکیل پایدارترین اصلاح یک ماده ساده برابر با صفر است.

در دما و فشار ثابت، واکنش‌های شیمیایی می‌توانند خود به خود فقط در جهتی پیش بروند که در آن انرژی گیبس سیستم کاهش یابد (G0). این شرط امکان اساسی انجام این فرآیند است.

جدول زیر امکان و شرایط وقوع واکنش را با ترکیبات مختلف علائم H و S نشان می دهد:

با علامت G می توان در مورد امکان (عدم امکان) وقوع خود به خودی یک فرآیند خاص قضاوت کرد. اگر سیستم تحت تأثیر قرار گیرد، امکان انتقال از یک ماده به ماده دیگر وجود دارد که با افزایش انرژی آزاد مشخص می شود (G> 0). به عنوان مثال، در سلول های موجودات زنده واکنش هایی برای تشکیل ترکیبات آلی پیچیده رخ می دهد. نیروی محرکه چنین فرآیندهایی تابش خورشیدی و واکنش های اکسیداسیون در سلول است.

سخنرانی 1 ترمودینامیک شیمیایی. سینتیک شیمیایی و طرح کاتالیز 1. مفاهیم اساسی ترمودینامیک. 2. ترموشیمی. 3. تعادل شیمیایی. 4. سرعت واکنش های شیمیایی. 5. تأثیر دما بر سرعت واکنش ها. 6. پدیده کاتالیزور. تهیه شده توسط: دکتری، دانشیار. Ivanets L.M., as. کوزاچوک S.S. دستیار مدرس گروه شیمی دارویی کوزاچوک سولومیا استپانونا

ترمودینامیک - ترمودینامیک شاخه ای از فیزیک است که به بررسی تحولات متقابل انواع مختلف انرژی مرتبط با انتقال انرژی به شکل گرما و کار می پردازد. اهمیت عملی بزرگ ترمودینامیک این است که به فرد اجازه می دهد تا اثرات حرارتی یک واکنش را محاسبه کند، از قبل امکان یا عدم امکان انجام یک واکنش و همچنین شرایط وقوع آن را نشان دهد.

انرژی درونی انرژی درونی انرژی جنبشی تمام ذرات سیستم (مولکول‌ها، اتم‌ها، الکترون‌ها) و انرژی پتانسیل برهمکنش‌های آنها، علاوه بر انرژی جنبشی و پتانسیل کل سیستم است. انرژی درونی تابعی از حالت است، یعنی. تغییر آن توسط حالت های اولیه و نهایی سیستم تعیین می شود و به مسیر فرآیند بستگی ندارد: U = U 2 – U 1

قانون اول ترمودینامیک انرژی بدون هیچ اثری ناپدید نمی‌شود و از هیچ به وجود نمی‌آید، بلکه فقط در مقادیر معادل از نوعی به نوع دیگر منتقل می‌شود. یک ماشین حرکت دائمی از نوع اول، یعنی ماشینی که به صورت دوره ای کار می کند که بدون اتلاف انرژی کار تولید می کند، غیرممکن است. Q = U + W در هر سیستم ایزوله، کل عرضه انرژی بدون تغییر باقی می ماند. Q = U + W

اثر حرارتی یک واکنش شیمیایی در ثابت V یا p به مسیر واکنش بستگی ندارد، بلکه توسط ماهیت و وضعیت مواد اولیه و محصولات واکنش تعیین می‌شود محصولات H 1 = H 2 + H 3 + H 4 H 1 = H 2 + H 3 + H 4

قانون دوم ترمودینامیک، مانند قانون اول، نتیجه قرن ها تجربه بشری است. فرمول‌بندی‌های متفاوتی از قانون دوم وجود دارد، اما همگی جهت فرآیندهای خود به خودی را تعیین می‌کنند: 1. گرما نمی‌تواند خود به خود از یک جسم سرد به یک جسم گرم منتقل شود (فرض کلازیوس). 2. فرآیندی که تنها نتیجه آن تبدیل گرما به کار است غیرممکن است (فرض تامسون). 3. ساختن یک ماشین دوره ای که فقط مخزن حرارتی را خنک می کند و کار می کند غیرممکن است (فرض اول پلانک). 4. هر شکلی از انرژی را می توان به طور کامل به گرما تبدیل کرد، اما گرما فقط تا حدی به انواع دیگر انرژی تبدیل می شود (فرض دوم پلانک).

آنتروپی تابع ترمودینامیکی حالت است، بنابراین تغییر آن به مسیر فرآیند بستگی ندارد، بلکه تنها توسط حالت های اولیه و نهایی سیستم تعیین می شود. سپس S 2 - S 1 = ΔS = S 2 - S 1 = ΔS = معنای فیزیکی آنتروپی مقدار انرژی محدود است که به یک درجه مربوط می شود: در سیستم های ایزوله جهت جریان فرآیندهای خود به خود تعیین می شود. با تغییر آنتروپی

توابع مشخصه U – تابع فرآیند ایزوکوریک-ایسنتروپیک: dU = TdS – pdV. برای یک فرآیند دلخواه: U 0 Н - تابع یک فرآیند همسان-ایزنتروپیک: dН = TdS + Vdp برای یک فرآیند دلخواه: Н 0 S - تابع یک سیستم جدا شده برای یک فرآیند دلخواه: S 0 برای یک فرآیند دلخواه: S 0 F – عملکرد یک فرآیند همدما-ایزوکوریک dF = dU – TdS. برای یک فرآیند دلخواه: F 0 G – تابع یک فرآیند همدما- همدما: dG = dH- TdS برای یک فرآیند دلخواه: G 0

طبقه بندی واکنش های شیمیایی بر اساس تعداد مراحل واکنش های ساده در یک عمل شیمیایی ابتدایی انجام می شوند واکنش های پیچیده در چند مرحله انجام می شوند واکنش معکوس A B واکنش معکوس: A B موازی: B A C ترتیب: ABC مزدوج: A D مزدوج: A D C B E B E

تأثیر دما بر سرعت واکنش ها تأثیر دما بر سرعت واکنش های آنزیمی t t

مقایسه Van't Hoff: محاسبه زمان ماندگاری داروها با استفاده از روش "پیری تسریع شده" Van't Hoff: در t 2 t 1 ضریب نرخ دما:

"مبانی ترمودینامیک شیمیایی، سینتیک و تعادل شیمیایی"

مبانی ترمودینامیک شیمیایی

1 . ترمودینامیک شیمیایی چه چیزی را مطالعه می کند:

1) سرعت تبدیل های شیمیایی و مکانیسم های این تبدیل ها.

2) ویژگی های انرژی فرآیندهای فیزیکی و شیمیایی و توانایی سیستم های شیمیایی برای انجام کار مفید.

3) شرایط برای تغییر تعادل شیمیایی.

4) تأثیر کاتالیزورها بر سرعت فرآیندهای بیوشیمیایی.

2. سیستم باز سیستمی است که:

3. سیستم بسته سیستمی است که:

1) ماده و انرژی را با محیط مبادله نمی کند.

2) هم ماده و هم انرژی را با محیط مبادله می کند.

3) انرژی را با محیط مبادله می کند، اما ماده را مبادله نمی کند.

4) ماده را با محیط مبادله می کند، اما انرژی را مبادله نمی کند.

4. سیستم ایزوله سیستمی است که:

1) ماده و انرژی را با محیط مبادله نمی کند.

2) هم ماده و هم انرژی را با محیط مبادله می کند.

3) انرژی را با محیط مبادله می کند، اما ماده را مبادله نمی کند.

4) ماده را با محیط مبادله می کند، اما انرژی را مبادله نمی کند.

5. محلول موجود در آمپول مهر و موم شده در ترموستات به چه نوع سیستم های ترمودینامیکی تعلق دارد؟

1) جدا شده؛

2) باز کردن؛

3) بسته؛

4) ثابت

6. محلول موجود در آمپول سیلد متعلق به چه نوع سیستم های ترمودینامیکی است؟

1) جدا شده؛

2) باز کردن؛

3) بسته؛

4) ثابت

7. یک سلول زنده متعلق به چه نوع سیستم های ترمودینامیکی است؟

1) باز کردن؛

2) بسته؛

3) جدا شده؛

4) تعادل

8 . چه پارامترهای یک سیستم ترمودینامیکی گسترده نامیده می شود؟

1) بزرگی که به تعداد ذرات موجود در سیستم بستگی ندارد.

3) ارزش آن به وضعیت تجمع سیستم بستگی دارد.

9- چه پارامترهای یک سیستم ترمودینامیکی فشرده نامیده می شود؟

!) که اندازه آن به تعداد ذرات سیستم بستگی ندارد.

2) بزرگی که به تعداد ذرات موجود در سیستم بستگی دارد.

3) ارزش آن بستگی به وضعیت تجمع دارد.

4) بزرگی آن بستگی به زمان دارد.

10 . توابع حالت یک سیستم ترمودینامیکی مقادیری هستند که:

1) فقط به حالت های اولیه و نهایی سیستم بستگی دارد.

2) به مسیر فرآیند بستگی دارد.

3) فقط به وضعیت اولیه سیستم بستگی دارد.

4) فقط به وضعیت نهایی سیستم بستگی دارد.

11 . توابع وضعیت سیستم چه مقادیری هستند: الف) انرژی داخلی. ب) کار؛ ج) گرما؛ د) آنتالپی؛ د) آنتروپی

3) تمام مقادیر؛

4) الف، ب، ج، د.

12 . کدام یک از ویژگی های زیر شدید است: الف) چگالی. ب) فشار؛ ج) جرم؛ د) دما؛ ه) آنتالپی؛ ه) حجم؟

3) ب، ج، د، ف.

13. کدام یک از ویژگی های زیر گسترده است: الف) چگالی. ب) فشار؛ ج) جرم؛ د) دما؛ ه) آنتالپی؛ ه) حجم؟

3) ب، ج، د، ف.

14 .

چه اشکال تبادل انرژی بین سیستم و محیط توسط ترمودینامیک در نظر گرفته می شود: الف) گرما. ب) کار؛ ج) شیمیایی؛ د) برقی؛ ه) مکانیکی؛ ه) هسته ای و خورشیدی؟

2) c، d، e، f;

3) a، c، d، e، f.

15. 4) الف، ج، د، ه.

فرآیندهایی که در دمای ثابت اتفاق می‌افتند را می‌گویند:

1) ایزوباریک؛

2) همدما؛

3) ایزوکوریک؛

16 4) آدیاباتیک

فرآیندهایی که در دمای ثابت اتفاق می‌افتند را می‌گویند:

1) ایزوباریک؛

2) همدما؛

3) ایزوکوریک؛

17 .

فرآیندهایی که در دمای ثابت اتفاق می‌افتند را می‌گویند:

1) ایزوباریک؛

2) همدما؛

3) ایزوکوریک؛

18 فرآیندهایی که در حجم ثابت اتفاق می‌افتند، نامیده می‌شوند:

. فرآیندهایی که در فشار ثابت اتفاق می‌افتند، نامیده می‌شوند:

. انرژی داخلی یک سیستم عبارت است از: 1) کل ذخیره انرژی سیستم به جز انرژی پتانسیل موقعیت آن و انرژی جنبشی سیستم به عنوان یک کل.

2) کل ذخیره انرژی سیستم؛

19 3) کل ذخیره انرژی سیستم به جز انرژی پتانسیل موقعیت آن.

4) کمیتی که درجه بی نظمی در آرایش ذرات سیستم را مشخص می کند.

. چه قانونی رابطه بین کار، گرما و انرژی داخلی یک سیستم را منعکس می کند؟

1) قانون دوم ترمودینامیک؛

2) قانون هس;

20 3) قانون اول ترمودینامیک.

1) کار، گرما و انرژی داخلی؛

2) انرژی آزاد گیبس، آنتالپی و آنتروپی سیستم.

3) کار و گرمای سیستم؛

4) کار و انرژی درونی.

21 .

کدام معادله بیان ریاضی قانون اول ترمودینامیک برای سیستم های ایزوله است؟

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

. کدام معادله بیان ریاضی قانون اول ترمودینامیک برای سیستم های بسته است؟

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

23 3) AG = AH - T*AS;

.

آیا انرژی داخلی یک سیستم ایزوله یک مقدار ثابت است یا متغیر؟

24 1) ثابت؛

2) متغیر

. در یک سیستم ایزوله، واکنش احتراق هیدروژن با تشکیل آب مایع رخ می دهد. آیا انرژی درونی و آنتالپی سیستم تغییر می کند؟

1) انرژی داخلی تغییر نخواهد کرد، آنتالپی تغییر خواهد کرد.

2) انرژی درونی تغییر خواهد کرد، آنتالپی تغییر نخواهد کرد.

25 3) انرژی داخلی تغییر نخواهد کرد، آنتالپی تغییر نخواهد کرد.

4) انرژی درونی تغییر خواهد کرد، آنتالپی تغییر خواهد کرد.

.

در چه شرایطی تغییر انرژی داخلی برابر با گرمای دریافتی سیستم از محیط است؟

26 1) در حجم ثابت؛

3) در فشار ثابت؛

4) تحت هیچ شرایطی

. اثر حرارتی واکنشی که در حجم ثابت رخ می دهد، تغییر نامیده می شود:

1) آنتالپی؛

27 2) انرژی داخلی؛

28. 3) آنتروپی؛

4) انرژی آزاد گیبس.

. آنتالپی یک واکنش عبارت است از:

فرآیندهای شیمیایی که در طی آن آنتالپی سیستم کاهش می یابد و گرما به محیط خارجی آزاد می شود، نامیده می شوند:

1) گرماگیر؛

29 2) گرمازا؛

4) انرژی درونی تغییر خواهد کرد، آنتالپی تغییر خواهد کرد.

3) اگزرگونیک؛

.

در چه شرایطی تغییر انرژی داخلی برابر با گرمای دریافتی سیستم از محیط است؟

30 4) اندرگونیک.

. در چه شرایطی تغییر آنتالپی برابر با گرمای دریافتی سیستم از محیط است؟

2) در دمای ثابت؛

. اثر حرارتی واکنشی که در فشار ثابت رخ می دهد، تغییر نامیده می شود:

1) انرژی داخلی؛

31. 2) هیچ یک از تعاریف قبلی صحیح نیست.

32 3) آنتالپی؛

4) آنتروپی

چه فرآیندهایی گرماگیر نامیده می شوند؟

. به چه فرآیندهایی گرمازا می گویند؟

1) که برای آن AN منفی است.

33 2) که AG برای آن منفی است.

3) که AN برای آن مثبت است.

4) که AG برای آن مثبت است.

. فرمول قانون هس را مشخص کنید:

4) اثر حرارتی واکنش به حالت اولیه و نهایی سیستم بستگی ندارد، بلکه به مسیر واکنش بستگی دارد.

34. چه قانونی مبنای محاسبه کالری غذا است؟

1) van't Hoff;

3) سچنوف؛

35. هنگام اکسیداسیون کدام مواد در شرایط بدن، انرژی بیشتری آزاد می شود؟

1) پروتئین ها؛

3) کربوهیدرات ها؛

4) کربوهیدرات ها و پروتئین ها.

36 . فرآیند خود به خودی فرآیندی است که:

1) بدون کمک کاتالیزور انجام می شود.

2) همراه با انتشار گرما؛

3) بدون مصرف انرژی خارجی انجام می شود.

4) به سرعت پیش می رود.

37 . آنتروپی یک واکنش:

1) مقدار گرمایی که در طی یک واکنش شیمیایی تحت شرایط ایزوباریک- همدما آزاد یا جذب می شود.

2) مقدار گرمایی که در طی یک واکنش شیمیایی تحت شرایط ایزوکوریک-ایزوترمال آزاد یا جذب می شود.

3) مقداری که امکان وقوع خود به خودی فرآیند را مشخص می کند.

4) کمیتی که درجه بی نظمی در آرایش و حرکت ذرات در سیستم را مشخص می کند.

38 . کدام تابع حالت تمایل یک سیستم را برای دستیابی به حالت احتمالی که با حداکثر تصادفی توزیع ذرات مطابقت دارد مشخص می کند؟

1) آنتالپی؛

2) آنتروپی؛

3) انرژی گیبس.

4) انرژی درونی

39 . چه رابطه ای بین آنتروپی های سه حالت مجموع یک ماده وجود دارد: گاز، مایع، جامد:

I) S (g) > S (g) > S (tv); 2) S(جامد)>S(g)>S(g); 3)S(g)>S(g)>S(TB); 4) حالت تجمع بر مقدار آنتروپی تأثیر نمی گذارد.

40 . کدام یک از فرآیندهای زیر باید بیشترین تغییر مثبت را در آنتروپی نشان دهد:

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

2) CH4OH (s) --> CH 3 OH (l);

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

4) CH,OH (l) -> CH3OH (سل).

41 . عبارت صحیح را انتخاب کنید: آنتروپی سیستم زمانی افزایش می یابد که:

1) افزایش فشار؛

2) انتقال از حالت مایع به جامد تجمع

3) افزایش دما؛

4) انتقال از حالت گازی به مایع.

42. از چه تابع ترمودینامیکی می توان برای پیش بینی اینکه آیا یک واکنش خود به خود در یک سیستم ایزوله رخ می دهد یا خیر استفاده کرد؟

1) آنتالپی؛

2) انرژی داخلی؛

3) آنتروپی؛

4) انرژی پتانسیل سیستم.

43 .

44 کدام معادله بیان ریاضی قانون دوم ترمودینامیک برای سیستم های ایزوله است؟

. اگر سیستم به صورت برگشت پذیر مقداری از گرما Q را در دمای T دریافت کند، آنگاه حدود T;

2) با مقدار Q/T افزایش می یابد.

3) مقداری بیشتر از Q/T افزایش می یابد.

45 .

در یک سیستم ایزوله، یک واکنش شیمیایی به طور خود به خود رخ می دهد تا مقدار مشخصی از محصول را تشکیل دهد. آنتروپی چنین سیستمی چگونه تغییر می کند؟

1) افزایش می یابد

2) کاهش می یابد

3) تغییر نمی کند

46 4) به حداقل مقدار می رسد

.

مشخص کنید تغییر آنتروپی در کدام فرآیندها و در چه شرایطی می تواند برابر با کار فرآیند باشد؟

1) در شرایط ایزوباریک، در P و T ثابت. 47 2) در شرایط ایزوکوریک، در V و T ثابت.

ح) تغییر در آنتروپی هرگز برابر با کار نیست. 4) در شرایط همدما، در P و ثابت

. انرژی محدود سیستم TS هنگام گرم شدن و متراکم شدن چگونه تغییر می کند؟

1) با گرم شدن افزایش می یابد، با تراکم کاهش می یابد.

2) با گرم شدن کاهش می یابد، با تراکم افزایش می یابد.

48 3) تغییری در T-S وجود ندارد.

4) با گرم شدن و تراکم افزایش می یابد.

. چه پارامترهایی از سیستم باید ثابت نگه داشته شوند تا بتوان از علامت تغییر آنتروپی برای قضاوت در جهت سیر خود به خودی فرآیند استفاده کرد؟

1) فشار و دما؛

2) حجم و دما؛

49 3) انرژی و حجم داخلی؛

4) فقط دما

. در یک سیستم ایزوله، تمام فرآیندهای خود به خودی در جهت افزایش بی نظمی پیش می روند. آنتروپی چگونه تغییر می کند؟

1) تغییر نمی کند؛

2) افزایش می یابد؛

50 3) کاهش می یابد؛

4) ابتدا افزایش می یابد و سپس کاهش می یابد.

. آنتروپی با مقدار Q/T برای:

1) فرآیند برگشت پذیر؛

2) یک فرآیند برگشت ناپذیر؛

51 3) همگن؛

4) ناهمگن

چگونه آنتروپی سیستم در اثر واکنش های رو به جلو و معکوس در طول سنتز آمونیاک تغییر می کند؟

52 3) آنتروپی در طول واکنش تغییر نمی کند.

4) آنتروپی برای واکنش های رو به جلو و معکوس افزایش می یابد.

.

چه عواملی به طور همزمان جهت یک فرآیند شیمیایی را تعیین می کنند؟

1) آنتالپی و دما؛

53. 2) آنتالپی و آنتروپی.

3) آنتروپی و دما؛

4) تغییرات در انرژی و دمای گیبس.

در شرایط ایزوباریک- همدما، حداکثر کار انجام شده توسط سیستم عبارت است از:

1) برابر با کاهش انرژی گیبس.

54 2) از دست دادن بیشتر انرژی گیبس.

3) از دست دادن کمتر انرژی گیبس.

4) برابر است با از دست دادن آنتالپی.

.

چه شرایطی باید رعایت شود تا حداکثر کار در سیستم به دلیل کاهش انرژی گیبس انجام شود؟

55 1) حفظ ثابت V و t ضروری است.

2) لازم است ثابت P و t حفظ شود.

3) به دلیل افزایش آنتالپی؛

4) به دلیل کاهش آنتروپی.

56. با توجه به حداکثر کار مفید انجام شده توسط یک موجود زنده در شرایط ایزوباریک- همدما چیست؟

1) به دلیل از دست دادن آنتالپی؛

2) به دلیل افزایش آنتروپی؛

3) به دلیل کاهش انرژی گیبس.

4) به دلیل افزایش انرژی گیبس.

57 . چه فرآیندهایی را اندرگونیک می نامند؟

58. به چه فرآیندهایی اگزرگونیک می گویند؟

2) AG 0; 4) AG > 0.

59. ماهیت خود به خودی این فرآیند به بهترین وجه با ارزیابی:

1) آنتروپی؛

. اثر حرارتی واکنشی که در فشار ثابت رخ می دهد، تغییر نامیده می شود:

2) انرژی آزاد گیبس.

4) دما

60 . چه تابع ترمودینامیکی می تواند برای پیش بینی امکان وقوع فرآیندهای خود به خودی در یک موجود زنده استفاده شود؟

1) آنتالپی؛

3) آنتروپی؛

2) انرژی داخلی؛

4) انرژی آزاد گیبس.

61 .

برای فرآیندهای برگشت پذیر، تغییر در انرژی آزاد گیبس...

1) همیشه برابر با صفر است.

2) همیشه منفی؛

62 3) همیشه مثبت؛

برای فرآیندهای برگشت پذیر، تغییر در انرژی آزاد گیبس...

1) همیشه برابر با صفر است.

2) همیشه منفی؛

.

63. برای فرآیندهای برگشت ناپذیر، تغییر در انرژی آزاد:

4) بسته به شرایط مثبت یا منفی.

. در یک سیستم ایزوله، تمام فرآیندهای خود به خودی در جهت افزایش بی نظمی پیش می روند. آنتروپی چگونه تغییر می کند؟

1) تغییر نمی کند؛

تحت شرایط ایزوباریک- همدما، فقط چنین فرآیندهایی می توانند به طور خود به خود در یک سیستم رخ دهند، در نتیجه انرژی گیبس:

64 1) تغییر نمی کند؛

4) به حداکثر مقدار خود می رسد.

. برای یک واکنش شیمیایی خاص در فاز گاز در ثابت P و TAG > 0. این واکنش به طور خود به خود در چه جهتی انجام می شود؟

د) در جهت جلو؛

2) تحت این شرایط نمی تواند رخ دهد.

65 3) در جهت مخالف؛

66 4) در حالت تعادل است.

. علامت AG فرآیند ذوب یخ در 263 K چیست؟

. در کدام یک از موارد زیر واکنش در هیچ دمایی امکان پذیر نیست؟

67. 1)AH>0;AS>0; 2) ق> 0؛ ق

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

68 در کدام یک از موارد زیر واکنش در هر دمایی امکان پذیر است؟

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

. اگر AN

1) [AN] > ;

69 2) برای هر نسبت AN و TAS. 3) ق.

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

71 . در چه مقادیری از علامت AH و AS فقط فرآیندهای گرمازا در سیستم امکان پذیر است؟

در چه نسبت های AN و T * AS فرآیند شیمیایی به سمت یک واکنش گرماگیر هدایت می شود:

. در کدام پارامترهای ترمودینامیکی ثابت، تغییر در آنتالپی می تواند به عنوان معیاری برای جهت یک فرآیند خود به خودی باشد؟ چه نشانه ای از DH در این شرایط نشان دهنده یک فرآیند خود به خودی است؟

1) در ثابت S و P، AN

72 3) با قرار دادن ثابت، AN

2) در ثابت 5 و P، AN > 0. 4) در Vn t ثابت، AH > 0.

2) در این شرایط غیر ممکن است.

3) ممکن است، اگر AN «T-AS;

4) اگر AN = T-AS ممکن است.

73 . واکنش ZN 2 + N 2 -> 2NH 3 در دمای 110 درجه سانتی گراد انجام می شود، به طوری که همه واکنش دهنده ها و محصولات در فاز گاز هستند. کدام یک از مقادیر زیر در طول واکنش حفظ می شود؟

2) آنتروپی؛

3) آنتالپی؛

74 .

کدام یک از عبارات زیر برای واکنش هایی که در شرایط استاندارد رخ می دهند صحیح است؟

1) واکنش های گرماگیر نمی توانند خود به خود رخ دهند.

2) واکنش های گرماگیر می توانند در دماهای به اندازه کافی پایین رخ دهند.

3) واکنش های گرماگیر می توانند در دماهای بالا رخ دهند اگر AS > 0;

75 4) واکنش های گرماگیر می توانند در دماهای بالا رخ دهند اگر AS

. ویژگی های فرآیندهای بیوشیمیایی چیست: الف) از اصل جفت شدن انرژی پیروی کنید. ب) معمولاً برگشت پذیر؛ ج) پیچیده؛ د) فقط اگزرگونیک (AG

1) الف، ب، ج، د؛

76 2) ب، ج، د؛ 3) a, 6, c; 4) ج، د.

77 . واکنش های اگزرگونیک در بدن به طور خود به خود رخ می دهد، زیرا:

78 . واکنش های اندرگونیک در بدن نیاز به تامین انرژی دارند، زیرا: 1) AG > 0;

. هنگامی که هر پپتید AH 0 هیدرولیز می شود، آیا این فرآیند خود به خود اتفاق می افتد؟

1) خواهد بود، زیرا AG > 0;

3) اتفاق نخواهد افتاد، زیرا AG > 0;

2) خواهد بود، زیرا AG

79 4) نخواهد بود، زیرا AG

. محتوای کالری مواد مغذی انرژی نامیده می شود:

1) 1 گرم مواد مغذی آزاد شده در طی اکسیداسیون کامل.

2) 1 مول از مواد مغذی آزاد شده در طول اکسیداسیون کامل.

3) برای اکسیداسیون کامل 1 گرم مواد مغذی لازم است.

80 4) 1 مول از مواد مغذی مورد نیاز برای اکسیداسیون کامل.

. برای فرآیند دناتوراسیون حرارتی بسیاری از آنزیم ها، LA > 0 و AS > 0. آیا این فرآیند می تواند خود به خود رخ دهد؟

1) در دماهای بالا می تواند، زیرا \T-AS\ > |BP].

2) می توانید در دمای پایین، از آنجایی که \T-AS\

3) نمی تواند، زیرا \T-AS\ > |AH];

81 4) نمی تواند، زیرا \T-AS\

. برای فرآیند هیدراتاسیون حرارتی بسیاری از پروتئین های AN

1) می تواند در دمای به اندازه کافی پایین، از آنجایی که |AH| > \T-AS\;

2) می تواند در دمای به اندازه کافی پایین، از آنجایی که |АА|

3) می تواند در دمای بالا، از آنجایی که |AH)

4) در هر دمایی نمی تواند.

برنامه پارامترهاشیمیایی واکنش ها، شیمیاییتعادل پارامترها; - محاسبه اثرات حرارتی و سرعت واکنش ها ... واکنش ها; -اصول اولیه شیمی فیزیکی و کلوئیدی، شیمیاییسینتیک شیمی فیزیکی و کلوئیدی، الکتروشیمی،ترمودینامیک

اهداف فعالیت حرفه ای فارغ التحصیل. شایستگی های فارغ التحصیل در نتیجه تسلط بر یک برنامه آموزش عالی شکل گرفته است. اسناد تنظیم کننده محتوا و سازماندهی فرآیند آموزشی در طول اجرای آموزش عالی (3)

مقررات

ماژول 2. فیزیک پایه شیمیاییالگوهای وقوع پارامترهافرآیندها مبانی شیمی فیزیکی و کلوئیدی، الکتروشیمی،. مبانی شیمی فیزیکی و کلوئیدی، شیمیایی. شیمیایی تعادل. ماژول 3.. مبانیشیمی محلول ها عمومی ...

این راهنما می تواند برای کار مستقل توسط دانشجویان رشته های غیر شیمیایی استفاده شود

سند

مواد ساده در این مورد اساس V شیمی فیزیکی و کلوئیدی، ترمودینامیکسیستمی برای محاسبه اثرات حرارتی ایجاد شده است..., Cr2O3? موضوع 2. شیمیایی سینتیکو شیمیایی تعادلهمانطور که قبلا نشان داده شد، شیمیایی ترمودینامیکبه شما این امکان را می دهد که موارد اساسی را پیش بینی کنید ...

برنامه کاری رشته شیمی رشته آموزش

برنامه کار

4.1.5. فرآیندهای ردوکس مبانیالکتروشیمی فرآیندهای کاهش اکسیداسیون. ... روشهای بیان کمی ترکیب محلولها. 5 شیمیایی ترمودینامیک 6 سینتیکو تعادل. 7 تفکیک، pH، هیدرولیز 8 ...

رونوشت

1 4. فرآیند شیمیایی. چرا و چگونه واکنش های شیمیایی رخ می دهد؟ ترمودینامیک و سینتیک در نیمه اول قرن نوزدهم، نیاز به بهبود موتورهای حرارتی که کار مکانیکی را از طریق واکنش‌های احتراق شیمیایی تولید می‌کنند، پدیدار شد. چنین موتورهای حرارتی در آن زمان، سلاح گرم و موتور بخار بودند. در نتیجه ترمودینامیک یا نظریه مکانیکی گرما در اواسط قرن نوزدهم ایجاد شد. اصطلاح ترمودینامیک "ترمودینامیک" در سال 1851 توسط دانشمند انگلیسی ویلیام تامسون (لرد کلوین از 1892) پیشنهاد شد (). کاشف آلمانی رودولف جولیوس امانوئل کلازیوس () علم جدید Mechanische Warmetheorie را "نظریه مکانیکی گرما" نامید. تعریف مدرن: ترمودینامیک شیمیایی علم وابستگی جهت و حدود تبدیل مواد به شرایطی است که این مواد در آن قرار دارند بر خلاف سایر شاخه های شیمی فیزیک (ساختار ماده و سینتیک شیمیایی)، ترمودینامیک شیمیایی قابل اعمال است. بدون دانستن چیزی در مورد ساختار ماده. چنین توصیفی به داده های اولیه بسیار کمتری نیاز دارد. یک موضوع خاص از تحقیقات ترمودینامیکی یک سیستم ترمودینامیکی یا به سادگی سیستمی است که توسط سطوح واقعی یا خیالی از دنیای اطراف جدا شده است. یک سیستم می‌تواند گازی در ظرف، محلولی از معرف‌ها در یک فلاسک، کریستالی از یک ماده یا حتی بخشی جدا شده از نظر ذهنی از این اجسام باشد. بر اساس سطوح تعامل با محیط، سیستم های ترمودینامیکی معمولاً به این دسته تقسیم می شوند: سیستم های باز که ماده و انرژی را با محیط مبادله می کنند (به عنوان مثال، اشیاء زنده). تنها انرژی مبادله بسته (به عنوان مثال، واکنش در یک فلاسک بسته یا رفلکس)، رایج ترین موضوع ترمودینامیک شیمیایی. ایزوله ها نه ماده و نه انرژی را مبادله نمی کنند و حجم ثابتی را حفظ می کنند (تقریبی واکنش در یک ترموستات). بررسی ترمودینامیکی دقیق فقط برای سیستم های جدا شده ای که در دنیای واقعی وجود ندارند امکان پذیر است. در عین حال، ترمودینامیک می تواند کاملاً دقیق سیستم های بسته و حتی باز را توصیف کند. برای اینکه یک سیستم به صورت ترمودینامیکی توصیف شود، باید از تعداد زیادی ذرات قابل مقایسه با تعداد آووگادرو تشکیل شده باشد و در نتیجه با قوانین آمار مطابقت داشته باشد. خواص سیستم به گسترده (جمع) تقسیم می شود، به عنوان مثال، حجم کل، جرم، فشار (تراز کردن)، دما، غلظت و غیره. مهمترین توابع ترمودینامیکی برای محاسبه تابع حالت آنهایی هستند که مقادیر آنها فقط به وضعیت سیستم بستگی دارد و به مسیر انتقال بین حالتها بستگی ندارد. یک فرآیند در ترمودینامیک توسعه یک رویداد در طول زمان نیست، بلکه دنباله ای از حالت های تعادلی یک سیستم است که از مجموعه اولیه متغیرهای ترمودینامیکی به مجموعه نهایی منتهی می شود. ترمودینامیک به ما این امکان را می دهد که مشکل را به طور کامل حل کنیم اگر فرآیند مورد مطالعه به طور کلی با مجموعه ای از مراحل تعادل توصیف شود. 11

2 در محاسبات ترمودینامیکی از داده های عددی (جدولی) در مورد خواص ترمودینامیکی مواد استفاده می شود. حتی مجموعه های کوچکی از چنین داده هایی امکان محاسبه بسیاری از فرآیندهای مختلف را فراهم می کند. برای محاسبه ترکیب تعادلی یک سیستم، نوشتن معادلات برای واکنش های شیمیایی احتمالی کافی نیست. بنابراین، ترمودینامیک شیمیایی پاسخ محاسباتی (غیر تجربی) صرفاً به این سوال که چرا؟ و به خصوص چگونه؟ ; مسائل را بر اساس اصل اگر... حل می کند، پس .... برای محاسبات حرارتی، مهمترین قانون ترمودینامیک، یکی از اشکال قانون بقای انرژی است. جمله او: انرژی نه ایجاد می شود و نه از بین می رود. یک دستگاه حرکت دائمی (perpetuum mobile) از نوع اول غیرممکن است. در هر سیستم ایزوله، مقدار کل انرژی ثابت است. برای اولین بار، ارتباط بین واکنش های شیمیایی و انرژی مکانیکی توسط Yu.R Mayer (1842) کشف شد، معادل مکانیکی گرما توسط J.P. ژول (J.P. Joule) اندازه گیری شد. برای محاسبات ترموشیمیایی از قانون بقای انرژی در فرمولاسیون G.I هس استفاده می شود: «هنگامی که هر ترکیب شیمیایی تشکیل می شود، همیشه همان مقدار گرما آزاد می شود، صرف نظر از اینکه تشکیل این ترکیب به طور مستقیم یا غیرمستقیم و در آن صورت می گیرد. چند مرحله." این قانون "ثبات مقادیر گرما" توسط هس در گزارشی در کنفرانس آکادمی علوم روسیه در 27 مارس 1840 اعلام شد [2] فرمول مدرن: "اثر حرارتی یک واکنش فقط به اولیه و نهایی بستگی دارد. حالت مواد و به مراحل میانی فرآیند بستگی ندارد.» آنتالپی به طور کلی در این مورد، کار انجام شده توسط یک واکنش شیمیایی در فشار ثابت شامل تغییر در انرژی داخلی و کار انبساط گاز حاصل است: ΔQ p = ΔU + pδv برای اکثر واکنش‌های شیمیایی که در ظروف باز انجام می‌شوند، استفاده از یک تابع حالت راحت است که افزایش آن برابر با گرمای دریافتی توسط سیستم در فرآیند ایزوباریک (یعنی در حال اجرا در فشار ثابت) است. این تابع آنتالپی نامیده می شود (از گرمای آنتالپی یونانی) [3]: ΔQ p = ΔH = ΔU + pδv تعریف دیگر: تفاوت آنتالپی ها در دو حالت سیستم برابر است با اثر حرارتی یک فرآیند همسان. 1. در سال 1840، دکتر آلمانی جولیوس روبرت مایر () به عنوان پزشک کشتی در سفری از اروپا به جاوه مشغول به کار شد. او متوجه شد که خون وریدی در مناطق استوایی سبک تر از آلمان است و نتیجه گرفت که در مناطق استوایی اکسیژن کمتری برای حفظ دمای بدن یکسان نیاز است. در نتیجه، گرما و کار می توانند متقابلاً تبدیل شوند. در سال 1842، مایر از نظر تئوری معادل مکانیکی گرما را 365 کیلوگرم بر متر (427 کیلوگرم بر متر امروزی) تخمین زد 2 Trifonov D.N. "شخصیت مستقیم و نجیب است" (به مناسبت دویستمین سالگرد هرمان ایوانوویچ هس) 3. نام آنتالپی توسط فیزیکدان هلندی هایکه کامرلینگ-اونس پیشنهاد شد (). 12

3 آنتالپی است که برای توصیف عملکرد موتورهای بخار و اسلحه گرم راحت است، زیرا در هر دو مورد از انبساط گازهای داغ یا بخار آب استفاده می شود. جداول گسترده ای حاوی داده های مربوط به آنتالپی های استاندارد تشکیل مواد ΔH o 298 وجود دارد. این شاخص ها به این معنی است که برای ترکیبات شیمیایی آنتالپی تشکیل 1 مول از آنها از مواد ساده گرفته شده در پایدارترین اصلاحات در 1 اتمسفر (1، Pa یا 760 mmHg) Art) و 298.15 K (25 o C) داده می شود. وقتی صحبت از یون های موجود در محلول می شود، غلظت استاندارد 1 mol/L است. برای خود مواد ساده، آنتالپی تشکیل 0 در نظر گرفته می شود (به جز فسفر سفید، که پایدارترین شکل فسفر نیست، اما قابل تکرارترین شکل است). علامت آنتالپی از نقطه نظر خود سیستم تعیین می شود: هنگامی که گرما آزاد می شود، تغییر آنتالپی منفی است، هنگامی که گرما جذب می شود، تغییر آنتالپی مثبت است. نمونه ای از محاسبه ترموشیمیایی یک واکنش بسیار پیچیده: آنتالپی تشکیل گلوکز از دی اکسید کربن و آب را نمی توان با آزمایش مستقیم تعیین کرد. اما ما می توانیم آنتالپی این فرآیندها را محاسبه کنیم. 6 C + 6 H O 2 = C 6 H 12 O 6 (ΔH x -?) چنین واکنشی غیرممکن است 6 CO H 2 O = C 6 H 12 O O 2 (ΔH y -؟) واکنش در برگ های سبز رخ می دهد، اما همراه با سایر فرآیندها، اجازه دهید ΔH x را به صورت جبری پیدا کنیم. با استفاده از قانون هس، کافی است سه معادله احتراق را ترکیب کنیم: 1) C + O 2 = CO 2 ΔH 1 = -394 kJ 2) H 2 + 1/2 O 2 = H 2 O (بخار) ΔH 2 = -242 kJ 3) C 6 H 12 O O 2 = 6 CO H 2 O ΔH 3 = kJ معادلات "در یک ستون" را اضافه می کنیم، 1 و 2 را در 6 ضرب می کنیم و سوم را "باز می کنیم"، سپس: 1) 6 C + 6 O 2 = 6 CO 2 ΔH 1 = 6 (-394) kJ 2) 6 H O 2 = 6 H 2 O (بخار) ΔH 2 = 6 (-242) kJ 3) 6 CO H 2 O = C 6 H 12 O O 2 ΔH 3 = kJ هنگام محاسبه آنتالپی، در نظر می گیریم که هنگام "چرخش" معادله 3، علامت آن تغییر کرد: ΔH x = 6 ΔH ΔH 2 - ΔH 3 = 6(-394) + 6(-242) -( -2816) = kJ/mol بدیهی است که ΔH y مربوط به فرآیند معکوس فتوسنتز است، یعنی. سوزاندن گلوکز سپس ΔH y = ​​· -ΔH 3 = kJ هیچ داده ای در مورد ساختار گلوکز در محلول استفاده نشد. مکانیسم احتراق آن نیز مورد توجه قرار نگرفته است. مول ازن در هیدروژن اضافی 870 کیلوژول آزاد می کند قانون دوم ترمودینامیک. آنتروپی قانون دوم ترمودینامیک طبق W. Thomson (1851): فرآیندی در طبیعت غیرممکن است که تنها نتیجه آن کار مکانیکی است که با خنک کردن مخزن حرارتی انجام می شود. 13

4 فرمول بندی توسط R. Clausius (1850): گرما به خودی خود نمی تواند از یک جسم سردتر به یک جسم گرمتر حرکت کند یا: غیرممکن است که ماشینی بسازیم که در طی یک فرآیند دایره ای، فقط گرما را از یک جسم سردتر به یک جسم سردتر منتقل کند. گرمتر اولین فرمول بندی قانون دوم ترمودینامیک قبل از قانون اول ظاهر شد، بر اساس کار انجام شده در فرانسه توسط S. Carnot (1824) و تفسیر ریاضی آن توسط E. Clapeyron (1834) به عنوان راندمان یک موتور حرارتی ایده آل: بازده. = (T 1 - T 2) / T 1 Carnot و Clapeyron قانون بقای کالری یک مایع تخریب ناپذیر بی وزن را تدوین کردند که محتوای آن دمای بدن را تعیین می کند. تئوری کالری تا اواسط قرن نوزدهم بر ترمودینامیک تسلط داشت، در حالی که قوانین و روابطی که بر اساس ایده هایی در مورد کالری بدست می آمدند در چارچوب نظریه مولکولی- جنبشی گرما معتبر بودند. برای پی بردن به دلایل وقوع فرآیندهای خود به خودی که بدون انتشار گرما اتفاق می‌افتند، توصیف گرما با روش نیروهای تعمیم‌یافته، مشابه هر کار مکانیکی (A)، از طریق نیروی تعمیم‌یافته (F) و a ضروری شد. مختصات تعمیم یافته (در این مورد حرارتی) [4]: ​​da = Fdx برای فرآیندهای برگشت پذیر حرارتی به دست می آوریم: dq = TdS I.e. در ابتدا، آنتروپی S مختصات حرارتی حالت است که برای استاندارد کردن دستگاه ریاضی ترمودینامیک معرفی شد (رودولف کلازیوس، 1865). سپس برای یک سیستم ایزوله، که در آن dq = 0، به دست می آوریم: در یک فرآیند خود به خود ΔS > 0 در یک فرآیند تعادل ΔS = 0 در یک فرآیند غیر خود به خود ΔS< 0 В общем случае энтропия изолированной системы или увеличивается, или остается постоянной: ΔS 0 Энтропия свойство системы в целом, а не отдельной частицы. В 1872 г. Л.Больцман [ 5 ] предложил статистическую формулировку второго закона термодинамики: изолированная система эволюционирует преимущественно в направлении большей термодинамическоой вероятности. В 1900 г. М.Планк вывел уравнение для статистического расчета энтропии: S = k b lnw W число различных состояний системы, доступное ей при данных условиях, или термодинамическая вероятность макросостояния системы. k b = R/N A = 1, эрг/град постоянная Больцмана 4. Полторак О.М., Термодинамика в физической химии. Учеб. для хим. и хим-технол. спец. вузов, М.: Высш. шк., с., стр Больцман Людвиг (Boltzmann, Ludwig) (), австрийский физик. Установил фундаментальное соотношение между энтропией физической системы и вероятностью ее состояния, доказал статистический характер II начала термодинамики Современный биограф Людвига Больцмана физик Карло Черчиньяни пишет: Только хорошо поняв второе начало термодинамики, можно ответить на вопрос, почему вообще возможна жизнь. В 1906 г. Больцман покончил с собой, поскольку обманулся в любви; он посвятил свою жизнь атомной теории, но любовь его осталась без взаимности, потому что современники не могли понять масштаб его картины мира 14

5 همیشه باید به خاطر داشت که قانون دوم ترمودینامیک مطلق نیست. برای سیستم هایی که دارای تعداد کمی ذره هستند و برای سیستم هایی در مقیاس کیهانی معنای خود را از دست می دهد. قانون دوم، به خصوص در فرمول آماری خود، در مورد اجرام زنده که سیستم های باز هستند و دائماً آنتروپی را کاهش می دهند و مثلاً به دلیل انرژی نور خورشید، مولکول های کاملاً مرتب ایجاد می کنند، صدق نمی کند. سیستم های زنده با خود سازمان دهی مشخص می شوند که عصب شناس شیلیایی هامبرتو ماتورانا در سال 1970 آن را اتوپوزیس (خودسازی) نامید. سیستم های زنده نه تنها دائماً از تعادل ترمودینامیکی کلاسیک دور می شوند، بلکه محیط را نامتعادل می کنند. در سال 1965، جیمز لاولاک، شیمیدان جوی آمریکایی، ارزیابی ترکیب تعادل جو را به عنوان معیاری برای حضور حیات در مریخ پیشنهاد کرد. جو زمین به طور همزمان حاوی اکسیژن (21٪ حجمی)، متان (0.00018٪)، هیدروژن (0.00005٪)، مونوکسید کربن (0.00001٪) است - این به وضوح یک مخلوط غیر تعادلی در دمای C است. جو زمین یک فضای باز است. سیستمی که موجودات زنده دائماً در شکل گیری آن شرکت می کنند. جو مریخ تحت تسلط دی اکسید کربن است (95٪ - در مقایسه با 0.035٪ در زمین)، اکسیژن کمتر از 1٪ است و گازهای کاهنده (متان) هنوز کشف نشده اند. در نتیجه، جو مریخ عملاً در تعادل است. از این داده‌ها، لاولاک به این نتیجه رسید که در حال حاضر هیچ حیاتی در مریخ وجود ندارد. سیستم‌های ماکروسکوپی زمانی به تعادل می‌رسند که تغییر انرژی توسط مؤلفه آنتروپی جبران شود: در فشار و دمای ثابت: ΔH p = TΔS p یا Δ(H-TS) ΔG = 0 انرژی گیبس[6] یا انرژی آزاد گیبس یا هم‌زمان-همدما. تغییر پتانسیل در انرژی گیبس به عنوان معیاری برای امکان واکنش شیمیایی برای دمای معین ΔG = ΔH - TΔS در ΔG< 0 реакция возможна; при ΔG >واکنش 0 ممکن نیست. در ΔG = 0 سیستم در تعادل است. 6 Gibbs Josiah Willard ()، فیزیکدان و ریاضیدان آمریکایی، یکی از بنیانگذاران ترمودینامیک شیمیایی و فیزیک آماری. گیبس یک رساله اساسی در مورد تعادل مواد ناهمگن (در مورد تعادل مواد ناهمگن) منتشر کرد که اساس ترمودینامیک شیمیایی شد. 15

6 امکان واکنش خود به خود در یک سیستم ایزوله با ترکیبی از علائم انرژی (آنتالپی) و عوامل آنتروپی تعیین می شود: علامت ΔH علامت ΔS امکان واکنش خود به خود + خیر + بله بستگی به نسبت ΔH و TΔS دارد. + + به نسبت ΔH و TΔS بستگی دارد داده های جدولی گسترده ای در مورد مقادیر استاندارد ΔG 0 و S 0 وجود دارد که به شما امکان می دهد ΔG 0 واکنش را محاسبه کنید. 5. سینتیک شیمیایی پیش‌بینی‌های ترمودینامیک شیمیایی در بخش بازدارنده‌شان صحیح‌ترین هستند. به عنوان مثال، اگر برای واکنش نیتروژن با اکسیژن انرژی گیبس مثبت باشد: N 2 + O 2 = 2 NO ΔG 0 = + 176 کیلوژول، آنگاه این واکنش خود به خود ادامه نخواهد داد و هیچ کاتالیزوری به آن کمک نمی کند. فرآیند شناخته شده کارخانه برای به دست آوردن NO از هوا به مقادیر زیادی انرژی و یک فرآیند غیرتعادلی (سخت شدن محصولات با خنک شدن سریع پس از عبور مخلوطی از گازها از یک قوس الکتریکی) نیاز دارد. از سوی دیگر، نه همه واکنش هایی که ΔG< 0, спешат осуществиться на практике. Куски каменного угля могут веками лежать на воздухе, хотя для реакции C + O 2 = CO 2 ΔG 0 = -395 кдж Предсказание скорости химической реакции, а также выяснение зависимости этой скорости от условий проведения реакции осуществляет химическая кинетика наука о химическом процессе, его механизме и закономерностях протекания во времени. Скорость химической реакции определяется как изменение концентрации одного из участвующих в реакции веществ (исходное вещество или продукт реакции) в единицу времени. Для реакции в общем виде aa + bb xx + yy скорость описывается кинетическим уравнением: v = -ΔC (A) /Δt = ΔC (X) /Δt = k C m n (A) C (B) k называется константой скорости реакции. Строго говоря, скорость определяется не как конечная разность концентраций, а как их производная v = -dc (A) /dt; степенные показатели m и n обычно не совпадают со стехиометрическими коэффициентами в уравнении реакции. Порядком реакции называется сумма всех показателей степеней m и n. Порядок реакции по реагенту A равен m. Большинство реакций являются многостадийными, даже если они описываются простыми стехиометрическими уравнениями. В этом случае обычно получается сложное кинетическое уравнение реакции. Например, для реакции H 2 + Br 2 = 2 HBr dc (HBr) /dt = kc (H2) C (Br2) 0,5 / (1 + k C (HBr) / C (Br2)) 16

7 چنین وابستگی پیچیده سرعت به غلظت، مکانیسم واکنش چند مرحله ای را نشان می دهد. مکانیزم زنجیره ای برای این واکنش پیشنهاد شده است: Br 2 Br. + برادر هسته زنی زنجیره ای Br. + H 2 HBr + H. ادامه زنجیره H. + Br 2 HBr + Br. ادامه زنجیره H. + HBr H 2 + Br. مهار Br. + برادر خاتمه زنجیره Br 2 تعداد مولکول های معرف شرکت کننده در یک واکنش ساده یک مرحله ای متشکل از یک عمل ابتدایی، مولکولی بودن واکنش نامیده می شود. واکنش تک مولکولی: C 2 H 6 = 2 CH 3. واکنش دو مولکولی: CH 3. + CH 3. = C 2 H 6 نمونه هایی از واکنش های سه مولکولی نسبتاً نادر: 2 NO + O 2 = 2 NO 2 2 NO + Cl 2 = 2 NOCl H. + H. + Ar = H 2 + Ar یک ویژگی واکنش های مرتبه 1 که طبق این طرح انجام می شود: محصولات A پایداری زمان نیمه تبدیل t 0.5 است، زمانی که در طی آن نیمی از ماده اولیه می چرخد. به محصولات این زمان با ثابت سرعت واکنش k نسبت معکوس دارد. t 0.5 = 0.693/k یعنی. نیمه عمر یک واکنش مرتبه اول ثابت و مشخصه واکنش است. در فیزیک هسته ای، نیمه عمر یک ایزوتوپ رادیواکتیو، وابستگی سرعت واکنش به دما است. وابستگی ثابت سرعت واکنش به دما با معادله آرنیوس [7] (1889) بیان می شود: k = Aexp(-E a /RT) ضریب A به فرکانس برخورد ذرات و جهت گیری آنها در هنگام برخورد مربوط می شود. E a انرژی فعال سازی یک واکنش شیمیایی معین است. برای تعیین انرژی فعال سازی یک واکنش معین، کافی است سرعت آن را در دو دما اندازه گیری کنیم. معادله آرنیوس وابستگی دما را نه تنها برای فرآیندهای شیمیایی ساده توصیف می کند. مطالعات روانشناختی افراد با دمای بدن متفاوت (از 36.4 تا 39 درجه سانتیگراد) نشان داد که حس ذهنی زمان (سرعت شمارش ساعت) و 7 Svante August Arrhenius () شیمی فیزیک سوئدی، خالق نظریه تفکیک الکترولیتی، آکادمیک آکادمی سلطنتی علوم سوئد. بر اساس ایده هایی در مورد تشکیل ذرات فعال در محلول های الکترولیت، آرنیوس یک نظریه کلی در مورد تشکیل مولکول های "فعال" در طول واکنش های شیمیایی ارائه کرد. در سال 1889، هنگام مطالعه وارونگی قند نیشکر، نشان داد که سرعت این واکنش تنها با برخورد مولکول‌های «فعال» تعیین می‌شود. افزایش شدید این سرعت با افزایش دما با افزایش قابل توجهی در تعداد مولکول های "فعال" در سیستم تعیین می شود. برای وارد شدن به یک واکنش، مولکول ها باید مقداری انرژی اضافی در مقایسه با انرژی متوسط ​​کل جرم مولکول های یک ماده در دمای معین داشته باشند (این انرژی اضافی بعداً انرژی فعال سازی نامیده می شود). آرنیوس راه هایی را برای مطالعه ماهیت و نوع وابستگی به دمای ثابت های سرعت واکنش بیان کرد. 17

در شکل 8، نرخ فراموشی توالی تصادفی کاراکترها توسط معادله آرنیوس با انرژی فعال سازی 190 کیلوژول بر مول توصیف شده است [8]. مقدار مثبت انرژی فعال سازی نشان می دهد که یک مانع انرژی در مسیر مواد اولیه به محصولات وجود دارد که اجازه نمی دهد همه واکنش های ترمودینامیکی ممکن بلافاصله رخ دهند: شکل 2. انرژی فعال سازی (در چه نقطه ای به مسابقه گزارش می شود؟ ) 8. Leenson I.A. چرا و چگونه واکنش های شیمیایی رخ می دهد. M.: MIROS، s، s

فرآیند شیمیایی چرا و چگونه واکنش های شیمیایی رخ می دهد؟ ترمودینامیک و سینتیک شیمی برای روانشناسان. سخنرانی 3. V.V Zagorsky کاربرد واکنش های شیمیایی. موتورهای حرارتی لوکوموتیو بخار "راکت" (1814) توسط جورج

عناصر ترمودینامیک شیمیایی (1) قانون اول ترمودینامیک سخنرانی درس "شیمی عمومی و معدنی" برای کلاس یازدهم SUNTs جوزف بلک (1728-1799) حرارت و دما موتورهای حرارتی لکوموتیو بخار

شیمی فیزیکی و کلوئیدی Krisyuk Boris Eduardovich مبانی ترمودینامیک شیمیایی. یک سیستم بدن یا گروهی از اجسام است که با یک مرز واقعی یا ذهنی از محیط جدا شده اند. سیستم

مبحث 1 مبانی ترمودینامیک (2 ساعت) ترمودینامیک (یونانی θέρμη "گرما"، δύναμις "نیرو") شاخه ای از فیزیک که به مطالعه روابط و تبدیل گرما و سایر اشکال انرژی می پردازد

ترمودینامیک شیمیایی ترمودینامیک تنها نظریه فیزیکی است که من مطمئن هستم که هرگز در مورد آن رد نخواهد شد. الف. اینشتین ترمودینامیک (TD) علمی است که قوانین را مطالعه می کند

"الگوهای اساسی واکنش های شیمیایی" سخنرانی 3 رشته "شیمی 1.6" برای دانشجویان مکاتبه ای مدرس: Ph.D., Machekhina Ksenia Igorevna * طرح سخنرانی (قسمت اول) 1. مفاهیم اساسی.

انرژی تبدیلات شیمیایی قانون 1 ترمودینامیک سخنرانی 1 علائم یک واکنش شیمیایی: تغییر رنگ، ظاهر بو، تغییر طعم، بارش، درخشش، افزایش حجم، انتشار گرما،

سخنرانی 11 مفاهیم و اصول اولیه سینتیک شیمیایی 1 طرح سخنرانی 1. زمان در فیزیک، شیمی و زیست شناسی. 2. موضوع سینتیک شیمیایی. شیمی ارتباطات سینتیک و شیمی ترمودینامیک 3. مفاهیم اساسی

سخنرانی 4. قانون دوم ترمودینامیک فرآیندهای خود به خود و غیر خود به خودی. کار "گمشده" قانون اول ترمودینامیک به ما اجازه می دهد تا بسیاری از مسائل مربوط به شیمی و فناوری شیمیایی را حل کنیم.

سخنرانی 2. قانون دوم ترمودینامیک. انرژی های آنتروپی، گیبس و هلمهولتز. فرآیندهای خود به خود 1. بدون هزینه کار انجام شود. 2. با کمک آنها می توانید شغلی پیدا کنید. غیر خود به خودی 1. پاس

کمیت های ترمودینامیکی انرژی درونی E یک ماده، انرژی کل ذرات تشکیل دهنده آن ماده است. از انرژی جنبشی و پتانسیل ذرات تشکیل شده است. انرژی جنبشی است

ترموشیمی و جهت واکنش های شیمیایی مبانی ترمودینامیک فرآیندهای شیمیایی ترمودینامیک موضوع مطالعه: تغییرات انرژی در فرآیندهای فیزیکی و شیمیایی (سیستم ها) سیستم:

سخنرانی 3. قاعده مندی فرآیندهای شیمیایی مدرس: Ass. بخش ایمیل ONH آبرامووا پولینا ولادیمیروا: [ایمیل محافظت شده]ترمودینامیک مانند یک پیرزن مزاحم است. دماغش را همه جا می چسباند

امروز چهارشنبه 9 جولای 2014 قانون دوم ترمودینامیک سخنرانی 6 مطالب سخنرانی: *قانون دوم ترمودینامیک *آنتروپی *قانون افزایش آنتروپی *آنتروپی و احتمال *معنای فلسفی II

سینتیک شیمیایی سخنرانی 6 ELVIRA MARATOVNA USTINOVA طرح سخنرانی 1. سرعت واکنش شیمیایی 2. طبقه بندی واکنش های شیمیایی 3. قانون عمل جرم 4. اثر دما بر سرعت واکنش شیمیایی

موسسه مرکز تضمین کیفیت آموزش نام گروه ماژول: فیزیک (THERMODYNAMICS_MODULE 2) پاسخ به سوال بلیط اصلی ما 1 2 حرکت براونی حرکت 1) مولکول های مایع است 3) کوچکترین ذرات

سینتیک شیمیایی نرخ واکنش های شیمیایی.. اصول اولیه سینتیک شیمیایی سرعت یک واکنش شیمیایی تغییر در مقدار یک ماده در واحد زمان است. مشروط به سازگاری

نرخ واکنش شیمیایی. تعادل شیمیایی مفاهیم کلی شکل گیری مفاهیم در مورد سرعت واکنش های شیمیایی و تعادل شیمیایی برای دانش آموزان برای درک قوانین اساسی ضروری است.

"ترمودینامیک شیمیایی" سخنرانی 4 رشته "شیمی معدنی عمومی" برای دانشجویان تمام وقت مدرس: Ph.D.، Ksenia Igorevna Machekhina * طرح کلی سخنرانی 1. مفاهیم اساسی. 2. قانون اول ترمودینامیک.

سخنرانی 1 مبانی ترمودینامیک شیمیایی 1. مفاهیم و تعاریف اساسی ترمودینامیک شیمیایی (CTD) شاخه ای از شیمی است که به مطالعه: - اثرات انرژی واکنش های شیمیایی می پردازد. - امکان و جهت واکنش شیمیایی؛

مبحث 2 1. انرژی فرآیندهای شیمیایی. 2. سینتیک شیمیایی و تعادل 1. انرژی فرآیندهای شیمیایی انرژی فرآیندهای شیمیایی در بخش شیمی "ترمودینامیک شیمیایی" مورد بحث قرار گرفته است.

سینتیک شیمیایی مفاهیم و تعاریف اساسی سینتیک شیمیایی شاخه ای از شیمی است که سرعت و مکانیسم واکنش های شیمیایی را مطالعه می کند. 2 مفاهیم و تعاریف اساسی واکنش های شیمیایی همگن

وزارت آموزش و پرورش فدراسیون روسیه مؤسسه آموزشی دولتی آموزش عالی حرفه ای "دانشگاه فنی نفت دولتی UFA"

طرح سخنرانی ترمودینامیکس:. مفاد و تعاریف اساسی ترمودینامیک (سیستم ترمودینامیکی، فرآیند ترمودینامیکی، پارامترهای حالت) 2. پارامترهای حالت داخلی (فشار،

سخنرانی 4 اصول اولیه نظریه جنبشی مولکولی ساختار ماده. سیستم های ترمودینامیکی آنتروپی. همه مواد از اتم ها و مولکول ها تشکیل شده اند. اتم کوچکترین واحد ساختاری یک ماده شیمیایی است

لومونوسوف دانشکده شیمی دانشگاه دولتی مسکو Uspenskaya I.A. نکات سخنرانی در مورد شیمی فیزیک (برای دانشجویان مهندسی زیستی و بیوانفورماتیک) www.chem.msu.ru/teaching/uspenskaja/

وظیفه پتانسیل های ترمودینامیکی. تعادل شیمیایی گزینه 1 1. شرایط تعادل شیمیایی واکنش را بنویسید CH (g) + / O (g) = CO (g) + H O (l).. علامت تفاوت در شیمیایی چیست

سخنرانی 3 معادله پایه نظریه جنبشی مولکولی گازها 1. ثابت بولتزمن. 2. معادله کلاپیرون مندلیف. 3. ثابت گاز جهانی. 4. قوانین گاز. 5. اندازه گیری دما

12. واکنش های شیمیایی. سرعت، انرژی و برگشت پذیری 12.1. سرعت واکنش یک مشخصه کمی سرعت واکنش شیمیایی A + B D + E سرعت آن است، یعنی سرعت برهمکنش

1. انرژی واکنش های شیمیایی 1.1. دگرگونی ماده. رابطه بین ترمودینامیک و سینتیک. در ارتباط با دگرگونی های شیمیایی و فیزیکی ماده دو سوال مطرح می شود: 1) آیا این دگرگونی ها ممکن است؟

سخنرانی 16 فرآیندهای برگشت پذیر و غیر قابل برگشت. چرخه ها مفهوم آنتروپی قانون افزایش آنتروپی قانون دوم ترمودینامیک قانون سوم ترمودینامیک تعادل حالتی است که در آن

انرژی گیبس: کشف، اهمیت، روش های اندازه گیری Vaskov E.A. KubGTU کراسنودار، روسیه انرژی گیبس: افتتاحیه، اهمیت روش های اندازه گیری Vaskov EA KubGTU Krasnodar، روسیه انرژی رایگان

سخنرانی 3 سینتیک واکنش های شیمیایی هدف درس: مطالعه سینتیک تجزیه پراکسید هیدروژن. ثابت سرعت را در دماهای مختلف تعیین کنید. انرژی فعال سازی واکنش را پیدا کنید. اهمیت

فیزیک حرارتی طرح سخنرانی: 1. ترمودینامیک (مبانی و تعاریف) 2. پارامترهای حالت داخلی (فشار، دما، چگالی). معادله حالت یک گاز ایده آل 4. مفهوم ترمودینامیکی

تست 1 ترمودینامیک شیمیایی 1. ترمودینامیک شیمیایی به عنوان یک علم. قانون اول ترمودینامیک، فرمول بندی و بیان ریاضی آن. 2. سیستم ترمودینامیکی به چه چیزی گفته می شود؟

سخنرانی 3. تعادل شیمیایی. مفهوم سینتیک واکنش های شیمیایی. حالت تعادل حالتی از سیستم است که در آن: الف) پارامترهای فشرده آن در طول زمان تغییر نمی کند (p، T، C). ب)

سمینارهای شیمی عمومی L.S. Guzey کتاب درسی شیمی عمومی برای دانشجویان دانشکده زمین شناسی دانشگاه دولتی مسکو 01. موضوع استوکیومتری. تعاریف و بیانیه ها تعریف(های) صحیح را انتخاب کنید

سینتیک شیمیایی سینتیک شیمیایی سرعت فرآیندهای شیمیایی و وابستگی آنها به عوامل مختلف را مطالعه می کند: غلظت واکنش دهنده ها، دما، فشار، حضور کاتالیزورها.

آژانس فدرال آموزش و پرورش موسسه آموزشی دولتی آموزش عالی حرفه ای دانشگاه فنی دولتی اورال UPI گروه فیزیک تکالیف انفرادی در فیزیک موضوع: ترمودینامیکس یک روش گاز ایده آل

طرح سخنرانی ترمودینامیک فنی:. ثابت تعادل یک واکنش شیمیایی. قانون حرارتی نرنست سخنرانی 6. ثابت تعادل یک واکنش شیمیایی مورد یک واکنش شیمیایی همگن را در نظر بگیرید،

طرح سخنرانی ترمودینامیک فنی:. مقدمه. اصول اولیه ترمودینامیک (سیستم ترمودینامیکی، فرآیند ترمودینامیکی). پارامترهای حالت (فشار، دما، چگالی) 4. معادله

سخنرانی 4 چرا و چگونه واکنش های شیمیایی رخ می دهد 1 طرح سخنرانی 1. طبقه بندی واکنش های شیمیایی. 2. توصیف استوکیومتری یک واکنش شیمیایی. 3. منحنی انرژی یک واکنش شیمیایی اولیه.

شیمی 1.2 سخنرانی 5. تعادل شیمیایی. سینتیک شیمیایی مدرس: کاردان. بخش OHHT Ph.D. ایمیل آبرامووا پولینا ولادیمیروا: [ایمیل محافظت شده]«شیمی حتی می‌تواند توالی خاصی را آشکار کند

دانشکده زیست شناسی (تخصص بیوفیزیک) دانشکده مهندسی زیستی و بیوانفورماتیک 2006/2007 شیمی عمومی و معدنی سخنرانی سخنرانی 3. عناصر ترمودینامیک شیمیایی و سینتیک شیمیایی

سخنرانی 2. مبانی ترمودینامیک مفاهیم اساسی ترمودینامیک یک نظریه پدیدارشناختی از سیستم های ماکروسکوپی است، بنابراین تمام مفاهیم اساسی آن مستقیماً از آزمایش گرفته شده است. ترمودینامیکی

ترمودینامیک فنی طرح کلی سخنرانی: 1. ترمودینامیک فنی (مبانی و تعاریف) 2. پارامترهای حالت داخلی (فشار، دما، چگالی). مفهوم ترمودینامیکی

3.. کار و مقدار حرارت. 3 ... کار نیروهای خارجی و کار بدن. اجازه دهید کار da را که توسط نیروی خارجی -F x انجام می شود را بنویسیم (منهای به این معنی است که نیروی خارجی در برابر نیروهای داخلی فشار گاز هدایت می شود)

1 فیزیک مولکولی و ترمودینامیک اصول و تعاریف اساسی دو رویکرد برای مطالعه ماده شامل تعداد زیادی ریزذرات - اتم ها و مولکول ها است.

مثال بلیط 1 1. پیوند کووالانسی. قانون هشت. سازه های لوئیس 2. فشار بخار بیش از یک محلول ایده آل. قانون رائول محلول های بسیار رقیق شده قانون هنری 3. کاتالیز ناهمگن: اصلی

قوانین کلی فرآیندهای شیمیایی انرژی واکنش های شیمیایی مفاهیم و تعاریف اساسی ترمودینامیک شیمیایی شاخه ای از شیمی است که به بررسی تحولات متقابل اشکال مختلف انرژی در طول

سخنرانی 1 قانون اساسی سینتیک شیمیایی. E. صص 7-22. ر صص 9-19، 23-26، 44-48. E.-K. صص 48-57، 70-73 واکنش شیمیایی و تعادل شیمیایی از دیدگاه ترمودینامیک. سرعت شیمیایی

شیمی سخنرانی 03 چگونه و چرا واکنش های شیمیایی رخ می دهد. ترموشیمی E.A. Ananyeva، Ph.D.، دانشیار، گروه شیمی عمومی، دانشگاه ملی تحقیقات هسته ای MEPhI چرا واکنش های شیمیایی رخ می دهد پیش بینی امکان اجرا

طرح کلی سخنرانی: ترمودینامیک فنی سخنرانی 2. معادله حالت یک گاز ایده آل 2. معادله حالت گازها و مایعات واقعی 3. مخلوط های گازی. معادله حالت یک گاز ایده آل همانطور که مشخص است،

سخنرانی 2 وضعیت تعادل سیستم های شیمیایی 2.1 اصول نظری پایه تمایز بین فرآیندهای فیزیکی برگشت پذیر و غیر قابل برگشت و واکنش های شیمیایی. برای فرآیندهای برگشت پذیر یک حالت وجود دارد

سخنرانی 6-7 مبانی ترمودینامیک شیمیایی مفاهیم و تعاریف پایه ترمودینامیک شیمیایی علمی است که به بررسی تبدیل اشکال مختلف انرژی در واکنش های شیمیایی می پردازد و قوانینی را وضع می کند.

ترمودینامیک شیمیایی مثال 1. اثرات حرارتی واکنش های زیر (1) و () در 7 K و فشار ثابت 11، kPa شناخته شده است. اثر حرارتی واکنش () را در شرایط یکسان محاسبه کنید. (1) C O CO، ()

گزینه 1. 1. آیا می توان از روش های آماری هنگام مطالعه رفتار اجسام میکروسکوپی استفاده کرد؟ چرا؟ 2. آیا یک مولکول می تواند در حالت تعادل ترمودینامیکی باشد؟ 3. اگر

کار آزمایشگاهی. تعیین ثابت سرعت وارونگی ساکارز. سینتیک شیمیایی سرعت فرآیندهای شیمیایی، وابستگی آنها به عوامل مختلف را مطالعه می کند: غلظت واکنش دهنده ها

سخنرانی 9 قانون دوم ترمودینامیک. CLAUSIUS InEQUALITY اصطلاحات و مفاهیم حرکت دائمی افزایش جهت نوع دوم فرآیند فرآیند برگشت ناپذیر چرخه برگشت ناپذیر نابرابری کلازیوس برگشت پذیر

یک واکنش شیمیایی تبدیل یک یا چند ماده اولیه (معرف) به مواد (محصولات واکنش) است که از نظر ترکیب شیمیایی یا ساختار با آنها متفاوت است. سخنرانی 10 تعداد زیادی وجود دارد

شیمی فیزیکی و کلوئیدی کریسوک بوریس ادواردویچ سینتیک شیمیایی. سینتیک رسمی برای واکنش A + B C سرعت آن عبارت است از: v = - d[a]/dt = - d[b]/dt = d[c]/dt در حالت کلی برای واکنش aa

سینتیک شیمیایی سینتیک شیمیایی سرعت و مکانیسم واکنش های شیمیایی را مطالعه می کند. همه واکنش ها را با توجه به مکانیسم وقوع آنها می توان به ساده (ابتدایی)، در یک مرحله و پیچیده تقسیم کرد.

سخنرانی 11 نظریه جنبشی گازهای ایده آل. فشار و دما. قوانین تجربی گاز ایده آل نظریه جنبشی مولکولی شاخه ای از فیزیک است که بر اساس ایده ها به بررسی خواص ماده می پردازد

L15 قانون پایستگی انرژی در سیستم های باز سیستم بسته انرژی داخلی U آنتروپی S(U) k lnw (U) دما ds 1 du به دلیل عدم تماس با محیط خارجی، انرژی داخلی در این

صفحه 1

مبانی ترمودینامیک شیمیایی و سینتیک شیمیایی

پارامتر	تعیین، واحد	معنای معنایی
انرژی درونی	U، kJ/mol	انرژی کل یک سیستم برابر با مجموع انرژی جنبشی، پتانسیل و سایر انواع انرژی تمام ذرات این سیستم است. این تابع حالتی است که افزایش آن برابر با گرمای دریافتی سیستم در یک فرآیند ایزوکوریک است.
شغل	A، kJ/mol	اندازه گیری انرژی از اشکال جهت حرکت ذرات در طول تعامل یک سیستم با محیط.
گرما	Q، kJ/mol	اندازه گیری انرژی از اشکال آشفته حرکت ذرات در طول تعامل یک سیستم با محیط.
قانون اول ترمودینامیک	Q=∆U+A	گرمای عرضه شده به یک سیستم بسته برای افزایش انرژی داخلی سیستم و انجام کار توسط سیستم در برابر نیروهای محیطی خارجی صرف می شود.
آنتروپی	S، J. (mol∙K) ∆S=Q/T، ∆S° r - tion =∑v 1 S°(r-tion ادامه)-∑v 1 (ورودی اولیه)	عملکرد حالتی که درجه بی نظمی سیستم را مشخص می کند، به عنوان مثال. ناهمگونی مکان و حرکت ذرات آن، که افزایش آن برابر است با گرمای ارائه شده به سیستم در یک فرآیند همدما برگشت پذیر، تقسیم بر دمای مطلقی که فرآیند در آن اتفاق می افتد.
آنتالپی	H، kJ/mol ∆H=∆U+p∆V	تابع حالتی که وضعیت انرژی سیستم را در شرایط ایزوباریک مشخص می کند.
آنتالپی واکنش	محلول ∆H، kJ/mol	مقدار گرمایی که در طی واکنش های شیمیایی در شرایط همسان آزاد یا جذب می شود.
شرایط استاندارد	-	پایدارترین شکل در دمای معین (معمولاً 298 K) و فشار 1 atm.
شرایط استاندارد	s.u.	فشار: 101 325 Pa=1 atm=760 میلی متر جیوه. دما: 25⁰С≈298K. n (X) = 1 مول.
آنتالپی استاندارد تشکیل مواد ساده		با s.u. برای مواد ساده در پایدارترین حالت های ترمودینامیکی کل و آلوتروپیک برابر با صفر در نظر گرفته می شود.
آنتالپی استاندارد تشکیل مواد پیچیده	∆H° arr298 (ماده، حالت تجمع)، kJ/mol	آنتالپی واکنش تشکیل 1 مول از این ماده از مواد ساده در مخلوط خشک.
آنتالپی استاندارد احتراق	ΔH° احتراق (X)، kJ/mol	آنتالپی احتراق (اکسیداسیون) 1 مول از یک ماده به اکسیدهای بالاتر در محیط اکسیژن در شرایط محیطی.
آنتالپی انحلال	محلول ∆H°، kJ/mol ظرفیت گرمایی محلول کجاست؟	اثر حرارتی انحلال یک جامد در شرایط ایزوباریک.
انرژی گیبس	G، kJ/mol ΔG°=∆Н-Т∆S، R-tions ∆G° =∑v 1 ∆G° 1 (ادامه r-tions)-∑ v 1 ∆G° 1 (ورودی اولیه)	انرژی آزاد، تابع ترمودینامیکی تعمیم یافته از وضعیت یک سیستم، با در نظر گرفتن انرژی و بی نظمی سیستم در شرایط ایزوباریک.
ثابت تعادل واکنش شیمیایی برای تعادل	K برابر، (mol/l) ∆v، که در آن ∆v به مقادیر ضرایب استوکیومتری مواد بستگی دارد. برای واکنش aA+bB=cC+dD	برابر است با نسبت حاصلضرب غلظت های تعادلی محصولات واکنش به حاصلضرب غلظت تعادلی واکنش دهنده ها در توان هایی برابر با ضرایب استوکیومتری.
معادله ایزوترم وانت هاف	برای یک واکنش برگشت پذیر aA+bB=cC+dD ، ∆G° r-tion = -RTlnK برابر است،	به شما امکان می دهد انرژی گیبس را در غلظت های معین واکنش دهنده ها و محصولات واکنش محاسبه کنید.
قانون عمل جرم برای سینتیک	V=kc(A) a c(B) ب	سرعت یک واکنش متناسب با حاصلضرب غلظت مواد واکنش دهنده در توان هایی است که به آن ترتیب واکنش برای مواد مربوطه می گویند.
ترتیب واکنش بر اساس ماده	n من	توانی که غلظت یک واکنش دهنده به آن وارد معادله سرعت یک واکنش شیمیایی می شود. ترتیب می تواند هر مقدار باشد: عدد صحیح، کسری، مثبت، صفر، منفی و حتی متغیر، بسته به عمق واکنش.
دستور واکنش عمومی	n=n λ + n β +…	مجموع دستورات واکنش برای همه واکنش دهنده ها.
میانگین سرعت واکنش برای یک ماده		سرعت متوسط ​​در یک ماده در یک دوره زمانی معین
سرعت واکنش واقعی		سرعت واکنش را در یک زمان معین مشخص می کند (∆τ→0). v 1 – ضریب استوکیومتری ماده در واکنش.
سرعت واکنش واقعی برای یک ماده		سرعت عبور ماده را در یک زمان معین مشخص می کند (∆τ→0).
سرعت واکنش ثابت	k، c -1 - برای واکنش های مرتبه 1. l/(mol∙s) - برای واکنش های مرتبه دوم	مشخصه فردی یک واکنش از نظر عددی برابر با سرعت واکنش در غلظت های معرف برابر با 1 mol/l است.
انرژی فعال سازی	E a، kJ/mol	حداقل انرژی اضافی ذرات برهم کنش برای ورود این ذرات به یک واکنش شیمیایی کافی است.
نیمه عمر	Τ1/2، ثانیه، دقیقه، ساعت، روز	مدت زمانی که طول می کشد تا غلظت یک واکنش دهنده به نصف کاهش یابد.
نیمه عمر	Τ1/2، ثانیه، دقیقه، ساعت، روز	زمانی که در طی آن مقدار مواد رادیواکتیو 2 برابر کاهش می یابد.
معادله جنبشی برای واکنش های 1 مرتبه (شکل انتگرال)	c=c 0 e - kt	معادله با توجه به متغیرهای ln c و t خطی است. k ثابت سرعت واکنش مرتبه اول است. с 0 غلظت ماده اولیه در لحظه اولیه زمان است. c غلظت فعلی ماده اولیه در زمان t است. t زمان سپری شده از شروع واکنش است.
قانون وانت هاف	ضریب دمایی سرعت واکنش کجاست.